Fisicoquímica 2020

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Auditoria II 
 
FISICOQUÍMICA 
INGENIERÍA AMBIENTAL 
 
sfs 
Fisicoquímica 
2 
 
 
 
© Corporación Universitaria 
Remington 
 
Medellín, Colombia 
Derechos Reservados ©2011 
Primera edición 
2020 
 
Fisicoquímica 
Juan David González Calderón 
Facultad de Ingenierías 
 
Comité académico 
Jorge Mauricio Sepúlveda Castaño 
Decano de la Facultad de Ingenierías 
jsepulveda@uniremington.edu.co 
 
David Ernesto González Parra 
Director de Educación a Distancia y Virtual 
dgonzalez@unireminton.edu.co 
 
Francisco Javier Álvarez Gómez 
Coordinador CUR-Virtual 
falvarez@uniremington.edu.co 
 
Edición y Montaje 
Dirección de Educación a Distancia y Virtual 
Equipo de diseño gráfico 
 
www.uniremington.edu.co 
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Fisicoquímica 
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TABLA DE CONTENIDO 
Pág. 
1 UNIDAD 1 GASES Y CONCEPTOS BÁSICOS 9 
1.1.1 OBJETIVO GENERAL 10 
1.1.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS 10 
1.1.3 PRUEBA INICIAL 10 
1.2 TEMA 1 SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES Y PROPIEDADES DE LA MATERIA 12 
1.2.1 ¿POR QUÉ MEDIMOS? 13 
1.2.2 CONVERSIÓN DE UNIDADES Y FACTORES DE CONVERSIÓN 15 
1.2.3 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 17 
1.2.4 TALLER DE ENTRENAMIENTO 17 
1.3 TEMA 2 GASES IDEALES Y GASES REALES 18 
1.3.1 CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES 19 
1.3.2 PROPIEDADES DE LOS GASES 20 
1.3.3 GAS IDEAL Y LEYES DE LOS GASES 22 
1.3.4 ECUACIÓN GAS IDEAL 24 
1.3.5 TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE LOS GASES 28 
1.3.6 GASES REALES 29 
1.3.7 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 32 
1.3.8 TALLER DE ENTRENAMIENTO 33 
1.4 TEMA 3 LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA. 34 
1.4.1 SISTEMA ABIERTO, CERRADO Y AISLADO 34 
1.4.2 ESTADO Y FASE 36 
1.4.3 LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA 37 
1.4.4 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 38 
1.4.5 TALLER DE ENTRENAMIENTO 38 
2 UNIDAD 2 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA Y TERMOQUÍMICA 40 
2.1.1 OBJETIVO GENERAL 40 
2.1.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS 40 
2.1.3 PRUEBA INICIAL 41 
2.2 TEMA 1 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA 43 
2.2.1 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA: LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA. 43 
2.2.2 ENTALPIA 49 
2.2.3 PROCESOS TERMODINÁMICOS 50 
2.2.4 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 52 
2.2.5 TALLER DE ENTRENAMIENTO 55 
2.3 TEMAS 2 CÁLCULOS TERMODINÁMICOS PARA CAMBIOS DE ESTADO Y DE FASE 57 
2.3.1 CAMBIOS DE FASE 57 
2.3.2 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 60 
2.3.3 taller de entrenamiento 61 
 
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4 
2.4 TEMAS TERMOQUIMICA 62 
2.4.2 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 68 
2.4.3 TALLER DE ENTRENAMIENTO 69 
3 UNIDAD 3 SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA 71 
3.1.1 OBJETIVO GENERAL 71 
3.1.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS 71 
3.1.3 PRUEBA INICIAL 72 
3.2 TEMA 1 ESPONTANEIDAD Y MÁQUINAS TÉRMICAS 73 
3.2.1 ESPONTANEIDAD 74 
3.2.2 MÁQUINAS TÉRMICAS 76 
3.2.3 CICLO DE CARNOT 77 
3.2.4 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 78 
3.2.5 TALLER DE ENTRENAMIENTO 79 
3.3 TEMA 2 CONCEPTO DE ENTROPÍA 80 
3.3.1 ENTROPÍA 80 
3.3.2 DESCRIPCIÓN MOLECULAR DE LA ENTROPÍA 81 
3.3.3 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 83 
3.3.4 TALLER DE ENTRENAMIENTO 84 
3.4 TEMA 3 CÁLCULOS DE ENTROPÍA Y ENERGÍA LIBRE DE GIBBS 85 
3.4.1 CÁLCULOS DE ENTROPÍA PARA DIFERENTES PROCESOS TERMODINÁMICOS 85 
3.4.2 ENERGÍA LIBRE DE GIBBS 89 
3.4.3 LA TERCERA LEY DE LA TERMODINÁMICA 92 
3.4.4 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 93 
3.4.5 TALLER DE ENTRENAMIENTO 94 
4 UNIDAD 4 PROPIEDADES COLIGATIVAS Y EQUILIBRIO 96 
4.1.1 OBJETIVO GENERRAL 96 
4.1.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS 96 
4.1.3 PRUEBA INICIAL 97 
4.2 TEMA 1 DIAGRAMAS DE FASE 98 
4.2.1 LA REGLA DE LAS FASES 99 
4.2.2 DIAGRAMA DE FASES 99 
4.2.3 ECUACIÓN DE CLAUSSIUS-CALPEYRON 103 
4.2.4 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 105 
4.2.5 TALLER DE ENTRENAMIENTO 105 
4.3 TEMA 2 FENÓMENOS DE SUPERFICIE Y DE TRANSPORTE 107 
4.3.1 TENSIÓN SUPERFICIAL 107 
4.3.2 DIFUSIÓN 112 
4.3.3 VISCOSIDAD 116 
4.3.4 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 118 
4.3.5 TALLER DE ENTRENAMIENTO 119 
4.4 TEMA 3 SOLUCIONES IDEALES 120 
 
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5 
4.4.1 COMPOSICIÓN DE UNA SOLUCIÓN 120 
4.4.2 MAGNITUDES MOLARES 122 
4.4.3 SOLUCIONES IDEALES Y LEY DE RAOULT 124 
4.4.4 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 127 
4.4.5 TALLER DE ENTRENAMIENTO 128 
4.5 TEMA 4 EQUILIBRIOS DE FASE EN SISTEMAS MULTICOMPONENTES 129 
4.5.1 PROPIEDADES COLIGATIVAS 129 
4.5.2 Disminución de la presión de vapor 130 
4.5.3 AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN 130 
4.5.4 Descenso en el punto de congelación 131 
4.5.5 ÓSMOSIS Y PRESIÓN OSMÓTICA 133 
4.5.6 DIAGRAMAS DE FASE PARA SISTEMAS DE DOS COMPONENTES 134 
4.5.7 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 139 
4.5.8 TALLER DE ENTRENAMIENTO 140 
5 PRÁCTICAS DE LABORATORIO 142 
5.1 PRÁCTICA 1: TEMPERATURA DE EBULLICIÓN A PRESIÓN ATMOSFÉRICA Y A PRESIÓN REDUCIDA 142 
5.1.1 OBJETIVOS 142 
5.1.2 MATERIALES Y REACTIVOS 142 
5.1.3 INTRODUCCIÓN 143 
5.1.4 PROCEDIMIENTO 143 
5.1.5 BIBLIOGRAFÍA 147 
5.2 PRÁCTICA 2: ENTALPIA MOLAR DE DISOLUCIÓN Y DE NEUTRALIZACIÓN 147 
5.2.1 OBJETIVOS 147 
5.2.2 MATERIALES Y REACTIVOS 147 
5.2.3 INTRODUCCIÓN 148 
5.2.4 PROCEDIMIENTO 150 
5.2.5 REPORTE DE RESULTADOS 151 
5.2.6 BIBLIOGRAFÍA 151 
5.3 PRÁCTICA 3: TENSIÓN SUPERFICIAL POR EL MÉTODO DEL CAPILAR 152 
5.3.1 OBJETIVOS 152 
5.3.2 MATERIALES Y REACTIVOS 152 
5.3.3 INTRODUCCIÓN 153 
5.3.4 PROCEDIMIENTO 154 
5.3.5 REPORTE DE RESULTADOS 155 
5.3.6 BIBLIOGRAFÍA 156 
5.4 PRÁCTICA 4: DIFUSIÓN 156 
5.4.1 OBJETIVOS 156 
5.4.2 MATERIALES Y REACTIVOS 156 
5.4.3 INTRODUCCIÓN 157 
5.4.4 PROCEDIMIENTO 158 
5.4.5 REPORTE DE RESULTADOS 160 
5.4.6 BIBLIOGRAFÍA 160 
 
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5.5 PRÁCTICA 5: VISCOSIDAD 160 
5.5.1 OBJETIVOS 160 
5.5.2 MATERIALES Y REACTIVOS 161 
5.5.3 INTRODUCCIÓN 161 
5.5.4 PROCEDIMIENTO 162 
5.5.5 REPORTE DE RESULTADOS 163 
5.5.6 BIBLIOGRAFÍA 163 
5.6 PRÁCTICA 6: DESCENSO EN EL PUNTO DE CONGELACIÓN DE UN SOLVENTE 164 
5.6.1 OBJETIVOS 164 
5.6.2 MATERIALES Y REACTIVOS 164 
5.6.3 INTRODUCCIÓN 165 
5.6.4 PROCEDIMIENTO 165 
5.6.5 REPORTE DE RESULTADOS 167 
5.6.6 BIBLIOGRAFÍA 167 
6 PISTAS DE APRENDIZAJE 168 
7 GLOSARIO 173 
8 BIBLIOGRAFÍA 175 
 
 
 
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7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
P R O P Ó S I T O G E N E R A L 
 FISICOQUÍMICA 
Este módulo tiene como propósito explicar los principios y las leyes de la fisicoquímica, 
que permitan explicar el comportamiento de las sustancias químicas y sus mezclas 
basado en el entendimiento de propiedades de la materia a nivel atómico y molecular. 
A lo largo de este módulo los alumnos encontraran, conceptos, ejercicios y aplicaciones 
prácticas relacionadas con la ingeniera ambiental. Contextualizando así la fisicoquímica 
como una herramienta básica en su quehacer profesional. 
 
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8 
 
 
 
 
 
O B J E T I V O G E N E R A L 
Reconocer los principios termodinámicos que gobiernan las propiedades 
fisicoquímicas de las sustancias y su aplicación en la resolución de problemas 
medioambientales. 
O B J E T I V O S E S P E C Í F I C O S 
Reconocer las unidades fundamentales del Sistema Internacional de 
Unidades, las propiedades de los gases y la ley cero de la termodinámica. 
 
Describir la primera ley de la termodinámica y su aplicación en el cálculo de 
las propiedades de los sistemas y los procesostermodinámicos. 
 
Describir la segunda ley de la termodinámica y su aplicación en el cálculo de 
las propiedades de los sistemas y los procesos termodinámicos. 
 
Analizar las propiedades de las soluciones ideales. 
 
 
 
FISICOQUÍMICA 
U N I D A D 1 U N I D A D 3 
Gases y 
conceptos 
básicos 
Segunda ley de la 
termodinámica 
U N I D A D 2 
Primera ley de la 
termodinámica y 
termoquímica 
 
U N I D A D 4 
Equilibrio de 
fases y soluciones 
 
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Fisicoquímica 
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1 UNIDAD 1 GASES Y CONCEPTOS BÁSICOS 
 
 
 
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1.1.1 OBJETIVO GENERAL 
 Reconocer las unidades fundamentales del Sistema Internacional de Unidades, las 
propiedades de los gases y los conceptos básicos de la termodinámica. 
1.1.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS 
 Realizar conversiones de unidades para la resolución de problemas prácticos. 
 Identificar como afectan los cambios de presión, volumen y temperatura las propiedades 
de los gases. 
 Diferenciar entre un gas ideal y un gas real 
 Reconocer los conceptos básicos utilizados en la termodinámica 
 
1.1.3 PRUEBA INICIAL 
Prueba diagnóstica previa o prueba de entrada. ¿Qué tanto sabes de lo que vas a aprender? 
Selecciona la opción correcta para cada pregunta. 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: El 
sistema internacional de 
unidades (SI) es el sistema 
oficial a nivel mundial para 
llevar a cabo mediciones. Y es 
de gran importancia en la 
ciencia, la tecnología y el 
desarrollo. 
Pregunta: ¿Una de las 
siguientes no es una unidad 
básica del SI? 
a) Kilogramo 
Correcto: El kilogramo es una de 
las siete unidades básicas del SI. 
b) Metro 
Correcto: El metro es una de las 
siete unidades básicas del SI. 
c) Candela 
Correcto: El metro es una de las 
siete unidades básicas del SI. 
d) Velocidad 
Incorrecto: Esta opción no es 
posible. Porque la velocidad es 
una cantidad derivada, obtenida 
a partir de dos unidades básicas: 
el metro y el segundo. 
 
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Fisicoquímica 
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Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: Una 
propiedad intensiva es aquella 
que no depende de la cantidad 
de materia, mientras que una 
propiedad extensiva si 
depende de la cantidad de 
materia presente. 
Pregunta: ¿Qué tipo de 
propiedad es la densidad? 
a) Intensiva 
Correcto: la densidad es una 
propiedad intensiva debido a 
que se calcula como una relación 
entre la masa y el volumen. 
Siempre será la misma, sin 
importar cuanta en cuanta 
cantidad demuestra se medida. 
b) Química 
Incorrecto: las propiedades 
químicas son aquellas cuya 
medición implica un cambio en la 
naturaleza química de la 
sustancia. 
c) Extensiva 
Incorrecto: las propiedades 
extensivas dependen de la 
cantidad de materia o sustancia 
medida. 
d) Física 
Incorrecto: las propiedades 
físicas son aquellas cuya 
medición no implica un cambio 
en la naturaleza química de la 
sustancia. 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: Las 
tres leyes fundamentales de 
los gases describen la relación 
entre la presión, la 
temperatura el volumen y la 
cantidad de gas. 
Pregunta: ¿la ley que describe 
la relación entre la presión y el 
volumen de una cantidad fija 
de gas a temperatura 
a) Charles 
Incorrecto: La ley de Charles 
establece la relación entre el 
volumen y la temperatura de una 
cierta cantidad de gas ideal, a 
presión constante. 
b) Avogadro 
Incorrecto: La ley de Avogadro 
establece la relación entre el 
volumen y la y la cantidad de 
sustancia a condiciones estándar 
de temperatura y presión. 
 
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Fisicoquímica 
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constante, se conoce como la 
ley de:? c) Newton 
Incorrecto: las leyes de Newton 
están relacionadas con la física. 
d) Boyle 
Correcto: La ley de Boyle 
establece la relación entre el 
volumen y presión de una cierta 
cantidad de gas ideal, a 
temperatura constante. 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: Las 
tres leyes de la termodinámica 
definen las propiedades que 
caracterizan un sistema 
termodinámico en equilibrio. 
Pregunta: ¿Cuántas son las 
leyes de la termodinámica? 
a) Una 
Incorrecto: Los layes de la 
termodinámica son tres, ley 
cero, uno, dos y tres. 
b) Dos 
Incorrecto: Los layes de la 
termodinámica son tres, ley 
cero, uno, dos y tres. 
c) Tres 
Correcto: Los layes de la 
termodinámica son tres, ley 
cero, uno, dos y tres. 
4) Cuatro 
Incorrecto: Los layes de la 
termodinámica son tres, ley 
cero, uno, dos y tres. 
 
1.2 TEMA 1 SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES Y 
PROPIEDADES DE LA MATERIA 
El siguiente video, resume la creación y aplicación del Sistema internacional de unidades (SI) 
 Video: Sistema Internacional de Unidades 
 ”Ver Video”: https://www.youtube.com/watch?v=nqxHnu4LJ6k 
 
 
https://www.youtube.com/watch?v=ShxPfRPRKZ8
https://www.youtube.com/watch?v=nqxHnu4LJ6k
 
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1.2.1 ¿POR QUÉ MEDIMOS? 
Los cientificos usan muchas habilidades para adquirir informacion acerca del mundo que los 
rodea. Dichas obsevaciones pueden hacerse a traves de los sentidos. Sin embargo, si queremos 
obtener infmacion detallada acerca de la materia, tenemos que llevar a cabo medidas utilizando 
instrumentos . 
 
El Sistema Internacional de unidades, abreviado en inglés como (SI), es el sistema estándar de 
medidas establecido en 1960 por la 11th Conferencia General de Pesos y Medidas. El sistema 
consta de siete unidades básicas: longitud, masa, tiempo, temperatura, cantidad de sustancia 
corriente eléctrica e intensidad luminosa (ver Tabla 1.3.1). 
Tabla 1.3.1 Unidades básicas del SI 
MEDIDA UNIDAD BÁSICAS EN EL SI SÍMBOLO 
Longitud Metro m 
Masa Kilogramo Kg 
Tiempo Segundo s 
Temperatura Kelvin K 
Cantidad de sustancia Mole mol 
Corriente eléctrica Amperio A 
Intensidad luminosa Candela cd 
 
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A partir de las unidades básicas, se pueden derivar otras unidades llamadas unidades 
relacionadas (ver tabla 1.3.2) 
Tabla 1.3.2 Unidades derivadas del SI 
MEDIDA UNIDAD DERIVADA SÍMBOLO UNIDAD BÁSICA 
Volumen Litro L 10-3 m-3 
Fuerza Newton N Kg. m. s-3 
Energía Joule J N.m 
TIPS 
SABIAS QUE… 
 
En noviembre de 2018, el Comité Internacional para pesos y Medidas 
aprobó de forma unánime una revisión del SI y determinó un sistema 
de medidas basado únicamente en constantes físicas de la 
naturaleza. Por ejemplo, durante más de un siglo el kilogramo se 
definió como la masa de un cilindro de Platino e Iridio. A partir de 
2019 el Kg se define utilizando la constante de Planck ℎ =
 6.62607015 × 10−34𝐾𝑔 ∙ 𝑚2 ∙ 𝑠−1 . 
 
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Fisicoquímica 
15 
 
En ocasiones medimos cantidades que pueden ser muy grandes o muy pequeñas. Para trabajar 
con tales cantidades los científicos utilizan prefijos, tales como: mili, kilo, giga etc. La tabla 1.3.3 
resume los prefijos más comunes y las cantidades que representan. 
 
Tabla 1.3.3 prefijos y las cantidades que representan. 
PREFIJO SÍMBOLO VALOR NUMÉRICO 
Tera T 1012 (1.000.000.000.000) 
Giga G 109 (1.000.000.000) 
Mega M 106 (1.000.000) 
Kilo k 103 (1.000) 
Hecto h 102 (100) 
Deca da 101 (10) 
Deci d 10-1 (0.1) 
Mili cm 10-2 (0.01) 
Mili m 10-3 (0.001) 
Micro 𝜇 10-6 (0.000001) 
Nano n 10-9 (0.000000001) 
Pico p 10-12 (0.000000000001) 
 
1.2.2 CONVERSIÓN DE UNIDADES Y FACTORES DE CONVERSIÓN 
Para trabajar con objetos y cantidades que pueden variar drásticamente en tamaño, los 
ingenieros necesitan convertir rápidamente de entre cantidades pequeñas y grandes y viceversa 
Presión Pascal Pa N.m-3 
Frecuencia Hertz Hz s-1 
 
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Fisicoquímica 
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rápidamente. También, necesitan convertir rápidamente entre una unidad y otra. Por ejemplo, 
en Estados Unidos la velocidad de un automóvil se mide en millas por hora o 𝑴𝑷𝑯 ( 
𝒎𝒊
𝒉
 ). 
mientras que en Colombia se mide en 𝒌𝒊𝒍ó𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐𝒔 𝒑𝒐𝒓𝒉𝒐𝒓𝒂 ( 
𝑲𝒎
𝒉
) 
 
La conversión de unidades es la operación transformación de una cantidad, expresada en una 
unidad de medida equivalente. Mientras que un factor de conversión es una operación en la que 
se multiplica por una fracción (factor de conversión) para obtener una medida equivalente. 
 
 
Note que se pueden utilizar tantos factores de conversión, como la conversión de la unidad dada 
lo requiera. Por ejemplo, si quiero convertir metros a pulgadas necesitaré dos factores de 
conversión, como se observa en el siguiente diagrama. 
Unidad básica 
o derivada del SI 
Factor de 
conversion 1 
Unidad 
deseada 
Factor de 
conversion 2 
Factor de 
conversion 𝒏 
 
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Fisicoquímica 
17 
 
 
1.2.3 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 
Convertir una velocidad de 13 kilómetros por hora 
𝐾𝑚
ℎ
 a metros sobre segundo 
𝑚
𝑠
 . 
Paso 1: Identificar la unidad (básica o derivada inicial). En este caso es la velocidad = 13 
𝐾𝑚
ℎ
 
Paso 2: Identificar los factores de conversión que necesito: 
Para pasar de km a m, necesito saber que 𝟏𝒌𝒎 = 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒎 
Para pasar de horas a segundos, necesito saber que 1h=60minutos, 1minuto=60 segundos o dicho 
de otra manera 𝟏𝒉 = 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔. 
Paso 3: realizar la operación de conversión como sigue: 
𝟏𝟑
𝒌𝒎
𝒉
× (
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒎
𝟏𝒌𝒎
) × (
𝟏𝒉
𝟔𝟎 𝒎𝒊𝒏
) × (
𝟏𝒎𝒊𝒏
𝟔𝟎𝒔
) = 𝟑. 𝟔𝟏
𝒎
𝒔
 
 
1.2.4 TALLER DE ENTRENAMIENTO 
1) Consultar el nombre, el valor y las unidades de cada una de las siete constantes de la 
naturaleza, a partir de las cuales se definen las siete unidades básicas del SI. 
 
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Fisicoquímica 
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2) Si una persona tiene una masa de 115 lb, ¿Cuál es su masa en gramos? 
3) La velocidad del sonido es de 343 m.s-1 a 20 ℃ a cuento equivale esta velocidad en Km.h-
1. 
4) Una caloría equivale a 4.185 J (Joules). Si una barra de caramelo de 100 g, contiene 488 
calorías. ¿Cuántos Joules contiende la barra? ¿Cuántos Joules de energía consume una 
persona que ingiere 3 barras de este caramelo? 
5) Un elevador típico de un edificio puede soportar un peso máximo de aproximadamente 2 
toneladas. Suponiendo que un adulto promedio pesa 160 libras, ¿cuál es número máximo 
de adultos promedio que puede cargar el elevador sin correr riesgos? 
6) La masa aproximada del planeta tierra es de 5,98 x 1021 toneladas (ton); determina 
cuántos Kg de masa tiene la tierra si una tonelada equivale a 1000 Kg 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.3 TEMA 2 GASES IDEALES Y GASES REALES 
El siguiente video, resume la deducción de la ecuación de los gases ideales 
 Video: ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES | Teoría de Gases 
 ”Ver Video”: https://www.youtube.com/watch?v=4J6sD236ZWU 
 
TIPS 
1) Familiarízate con las unidades básicas y derivadas del SI 
2) Reconoce los prefijos más utilizados y sus equivalencias 
3) Recuerda que cada que pases de una unidad a otra, esto implica, 
que una va arriba y la otra abajo, pera que se cancelen mediante 
división. 
https://www.youtube.com/watch?v=ShxPfRPRKZ8
https://www.youtube.com/watch?v=4J6sD236ZWU
 
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Fisicoquímica 
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1.3.1 CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES 
Ningún otro estado de la materia permite entender la naturaleza atómica y molecular de la 
materia como los gases. Podemos definir un gas, como una de las formas de la materia que no 
tienen ni una forma ni un volumen definido. 
 
Nuestra atmosfera es una mezcla gaseosa, la capa que nos protege de los rayos ultravioleta del 
sol es un gas (Ozono O3(g)), el aire que respiramos es una mezcla gaseosa que contiene un 21% 
oxigeno. En ciencias e ingenierías el conocimiento detallado de las propiedades de los gases, es 
crucial a la hora de resolver problemas que los involucran. 
A continuación, se ilustran las características más importantes de los gases 
Expansibilidad: los gases se expanden 
hasta ocupar el volumen del recipiente 
que lo contiene. 
 
 
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Compresibilidad: pueden comprimirse 
mediante la aplicación de presión 
 
Isotropicidad: fluyen, se difunden, 
efunden y ejercen presión sobre las 
paredes de los recipientes que los 
contienen 
 
Baja densidad y alta miscibilidad: 
poseen menores densidades que los 
sólidos o los líquidos y se mezclan en 
todas las proporciones. 
 
 
1.3.2 PROPIEDADES DE LOS GASES 
Las propiedades de los gases frecuentemente son medidas: la temperatura, el volumen y la 
presión. La temperatura es una medida del flujo de calor, mientras que el volumen es una 
propiedad tridimensional que hace referencia al espacio que ocupa un cuerpo. 
La presión por otra parte se define como la fuerza ejercida por unidad de área, esto es: 
 
𝑷 =
𝑭
𝑨
 
 
Ec. 1.4.1 
 
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Fisicoquímica 
21 
Los gases tienen la propiedad de ejercer presión sobre los recipientes que los contienen, de 
hecho, la presión atmosférica es una medida de la presión que ejerce el aire sobre la superficie 
terrestre. 
 
la unidad SI para la presión es el 𝑷𝒂𝒔𝒄𝒂𝒍 (𝑷𝒂) en honor al científico Frances Blaise Pascal (1623-
1666). Un Pascal se define como un Newton por metro cuadrado 𝑵. 𝒎𝟐, 
𝟏 𝑷𝒂 = 𝑵. 𝒎𝟐. 
Note que los 𝑵𝒆𝒘𝒕𝒐𝒏𝒔 corresponde a 𝒍𝒂 𝒖𝒏𝒊𝒅𝒂𝒅 𝒅𝒆 𝒇𝒖𝒆𝒓𝒛𝒂, mientras que𝒎𝟐 a 
𝒍𝒂 𝒖𝒏𝒊𝒅𝒂𝒅 𝒅𝒆 á𝒓𝒆𝒂 (Ecuación 1.4.1). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TIPS 
SABIAS QUE 
A principios del siglo XVII los científicos se debatían entre aceptar si la 
atmosfera tenía peso o no. Pero Evangelista Torricelli (1608-1647), un 
discípulo de Galileo, inventó el barómetro (ver figura arriba) para 
probar lo contrario. 
 
 
sfs 
Fisicoquímica 
22 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.3.3 GAS IDEAL Y LEYES DE LOS GASES 
Un gas ideal puede definirse como un gas en el cual todas colisiones entre los átomos o moléculas 
son perfectamente elásticas y en el cual no existen fuerzas intermoleculares de atracción. 
TIPS 
 
Después de muchos años, la idea logró aceptación y una de las 
unidades para medir la presión es el Torr, en honor a Evangelista 
Torricelli. 
1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1.01325*105 Pa = 101.325 kPa 
 
sfs 
Fisicoquímica 
23 
Colisión perfectamente 
elástica 
 
En una colisión perfectamente elástica se conserva el momento 𝑝 y la energía cinética 𝐾𝐸. 
Para definir el estado de un gas o una mezcla gaseosa se necesitan cuarto variables: la 
temperatura 𝑇, la presión 𝑃, el volumen 𝑉 y la cantidad de sustancia o moles 𝑛. Las ecuaciones 
que expresan la relación entre cada una de esta varíales se denominan leyes de los gases. 
Ley de Boyle: relación presión-
volumen 
 
“El volumen de una cantidad constante 
de gas a temperatura constante es 
inversamente proporcional a la 
presión.” 
𝑉 ∝
1
𝑃
 
 
sfs 
Fisicoquímica 
24 
Ley de Charles: relación temperatura-
volumen 
“El volumen de una cantidad constante 
de gas, mantenido a presión constante 
es directamente proporcional a la 
temperatura.” 
 
𝑉 ∝ 𝑇 
Ley de Avogadro: relación 
temperatura-volumen 
“el volumen de un gas mantenido a 
temperatura y presión constantes es 
directamente proporcional al número 
de moles del gas.” 
 
𝑉 ∝ 𝑛 
 
1.3.4 ECUACIÓN GAS IDEAL 
En la sección pasada vimos las leyes de los gases ideales, estas leyes pueden combinarse para 
producir una relación conocida como la ecuación de los gases ideales: 
LEY RELACIÓN CONDICIONES 
Ley de Boyle 𝑉 ∝
1
𝑃
 (𝑛 y 𝑇) constantes 
Ley de Charles 𝑉 ∝ 𝑇 (𝑛 y 𝑃) constantes 
 
sfs 
Fisicoquímica 
25 
Ley de Avogadro 𝑉 ∝ 𝑛 (𝑃 y 𝑇) constantes 
Combinando las leyes anteriores tenemos: 
𝑽 ∝
𝒏𝑻
𝑷
 
Introduciendo una constate de proporcionalidad y reorganizando tenemos 
 
 
𝑷𝑽 = 𝒏𝑹𝑻 
 
Ec. 1.4.2 
La ecuación 1.4.2 se conoce como la ecuación del gas ideal. El termino R de la ecuación, se conoce 
como la constante de los gases y usualmente tiene unidades de 
𝒂𝒕𝒎×𝑳
𝒎𝒐𝒍×𝑲
; sin embargo, las unidades 
de R dependen de las unidades de P, V, n y T. 
Tabla 1.4.1 Constante universalde los gases R, en diferentes unidades SI. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIDADES VALOR 
𝒂𝒕𝒎 × 𝑳
𝒎𝒐𝒍 × 𝑲
 
0.08206 
𝑱
𝒎𝒐𝒍 × 𝑲
 
8.314 
𝑪𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍 × 𝑲
 
1.987 
𝒎𝟑 ∙ 𝑷𝒂
𝒎𝒐𝒍 × 𝑲
 
8.314 
𝑳 ∙ 𝑻𝒐𝒓𝒓
𝒎𝒐𝒍 × 𝑲
 
62.36 
 
sfs 
Fisicoquímica 
26 
De la ecuación del gas ideal 1.4.1, es posible derivar otras relaciones útiles que pueden utilizarse 
para resolver situaciones prácticas. Por ejemplo, supongamos que queremos calcular el volumen 
que ocupará un gas que inicialmente estaba contenido en un cilindro metálico de 80 L, a 25 ℃ y 
a 1 atm de presión, luego que la presión aumente a 1.5 atm? 
 
Note que; 
 
𝑷𝑽 = 𝒏𝑹𝑻 = 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 
 
Por lo tanto, el producto 𝑃𝑉 al inicio y al final son iguales, lo que nos proporciona la siguiente 
relación: 
 
 
 
𝑷𝟏𝑽𝟏 = 𝑷𝟐𝑽𝟐 
 
 
Ec. 1.4.2 
Donde 𝑽𝟏 y 𝑷𝟏 son el volumen y la presion inical y 𝑽𝟐 y 𝑷𝟐 son el volumen y presión final. 
Observe que si reemplazamos los calores en la ecuación 1.4.2 obtendríamos un volumen final, 
 (𝑽𝟐) = 𝟓𝟑 𝑳. De igual forma suponga que la cantidad de sustancia y el volumen de un gas se 
mantiene constantes. Reorganizando 1.4.1 obtenemos: 
 
𝑷
𝑻
=
𝒏𝑹
𝑽
=constante 
 
 
Lo que nos lleva a una ecuación similar a la 1.4.2, para condiciones iniciales y finales de 
temperatura y presión de una muestra gaseosa. 
 
 
 
𝑷𝟏
𝑻𝟏
=
𝑷𝟐
𝑻𝟐
 
 
 
Ec. 1.4.3 
 
sfs 
Fisicoquímica 
27 
 
Constantemente 𝑃, 𝑉 𝑦 𝑇 cambian, pero el número de moles permanece constante, en estos 
casos es posible aplicar un razonamiento similar al anterior; para obtener: 
 
 
𝑷𝟏𝑽𝟏
𝑻𝟏
=
𝑷𝟐𝑽𝟐
𝑻𝟐
 
 
 
Ec. 1.4.4 
 
Otra aplicación importante es la determinación de la masa molecular de un gas y así poder 
identificarlo. Partamos de la ecuación 1.4.1, reorganizando tenemos que: 
 
 
 
𝒏
𝑽
=
𝑷
𝑹𝑻
 
 
 
Ec. 1.4.5 
 
Ahora multiplicando a ambos lados por el peso molecular del gas tenemos: 
 
 
 
𝒏 ∙ 𝓜
𝑽
=
𝑷 ∙ 𝓜
𝑹𝑻
 
 
Ec. 1.4.6 
la ecuación 1.4.6 se puede simplificar aún más, si tenemos en cuenta que el producto de las moles 
por la masa molecular del gas 𝒏 ∙ 𝓜 son gramos y que gramos sobre volumen, es la definición 
de densidad (𝝆). 
 
 
 
𝝆 =
𝑷 ∙ 𝓜
𝑹𝑻
 
 
 
Ec. 1.4.7 
La ecuación 1.4.7 puede escribirse de la forma: 
 
 
 
 
sfs 
Fisicoquímica 
28 
 
 
𝓜 =
𝝆𝑹𝑻
𝑷
 
 
Ec. 1.4.7 
Que nos permite conocer la masa molecular de un gas desconocido si conocemos las condiciones 
de presión y temperatura y su densidad. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.3.5 TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE LOS GASES 
La ecuación 1.4.1 describe cómo se comportan los gases en función de las cuatro variables 
𝑷, 𝑽, 𝒏 y 𝑻, pero no explica como a nivel atómico o molecular lo que sucede con una muestra de 
gas, cuando dichas variables cambian. Existe una teoría desarrollada durante un siglo que lo hace 
y se conoce como la Teoría Cinético-Molecular 
TIPS 
SABIAS QUÉ 
 
El aire que respiramos es una mezcla de gases, cuyo componente 
principal no es el oxígeno, sino el nitrógeno con un 78%. 
 
sfs 
Fisicoquímica 
29 
 
Los postulados de la Teoría Cinético-Molecular se presentan a continuación. 
1) Los gases consisten en moléculas o átomos en continuo movimiento aleatorio. 
2) El volumen de todas las moléculas o de los átomos que componen un gas, es insignificante 
comparado con el volumen total en el que está contenido el gas. 
3) Las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas del gas son insignificantes. 
4) Se puede transferir energía entre las moléculas o átomos durante los choques, pero la 
energía cinética promedio de las moléculas no cambia con el tiempo, en tanto la 
temperatura del gas permanezca constante. Dicho de otro modo, los choques son 
perfectamente elásticos. 
5) La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura absoluta. 
A cualquier temperatura dada, las moléculas de todos los gases tienen la misma energía 
cinética promedio. 
 
1.3.6 GASES REALES 
La ecuación 1.4.1 describe el comportamiento de los gases ideales, pero en la realidad los gases 
tienden a “desviarse” del comportamiento ideal. Esto sucede generalmente es dos situaciones: a 
bajas temperaturas y a altas presiones. Para ilustrar lo anterior consideremos la ecuación del gas 
ideal 1.4.1 y despejemos las moles 
 
sfs 
Fisicoquímica 
30 
 
 
𝑷𝑽
𝑹𝑻
= 𝒏 
 
Ec. 1.4.8 
Según la ecuación 1.4.8 para un mol de cualquier gas el cociente 
𝑷𝑽
𝑹𝑻
 debe ser igual a 1 sin importar 
las condiciones de temperatura y presión. Sin embargo, en la realidad esto no sucede, observe la 
gráfica siguiente para el gas nitrógeno el comportamiento del nitrógeno solo se acerca al del gas 
ideal a las altas temperaturas. 
 
 
Grafica 1.4.1 
𝑷𝑽
𝑹𝑻
 vs 𝑷 para un mol de N2(g) a 200,500 y 100 K. La línea puenteada representa el 
comportamiento del N2(g) ideal. 
Existen varias razones para que un gas se desvié de su comportamiento ideal y la respuesta puede 
se encuentra en la Teoría Cinético-Molecular, los postulados 2 y 3 de la teoría nos dicen que el 
volumen de las partículas gaseosas es insignificante, comparado con el volumen del recipiente 
que los contiene y que no existen interacciones atractivas entre las moléculas u átomos. Sin 
embargo, a presiones altas estos postulados no se cumplen totalmente, debido a que reduce el 
volumen y las moléculas u átomos pueden interactuar. Igualmente sucede con la disminución de 
la temperatura. 
 
 
 
sfs 
Fisicoquímica 
31 
 
Johannes Diederik van der Waals (1837-1923) Físico holandés, ganador del Premio Nobel de 
Física de 1910 por su investigación sobre los estados gaseosos y líquidos de la materia. 
Los ingenierios cuando trbajan a altas presiones o bajas temperaturas, no deben utilizar la 
ecuacion del gas ideal. Johannes van der Waals (1837-1923) desarrollo una expresion para 
introducir las correcciones relacionadas con el volumen que ocupan las moleculas o atomos y las 
fuerzas de atraccion que experiemntan. 
 
 
(𝑷 +
𝒏𝟐𝒂
𝑽𝟐
) (𝑽 − 𝒏𝒃) = 𝒏𝑹𝑻 
 
Ec. 1.4.9 
Donde a y b son las constantes de van der Waals y son diferentes para cada gas. 
Tabla 1.4.2 Constantes de van der Waals para algunos gases. 
Sustancia 𝒂 (𝑳𝟐 ∙ 𝒂𝒕𝒎 ∙ 𝒎𝒐𝒍𝟐) 𝒃(𝑳 ∙ 𝒎𝒐𝒍−𝟏) 
He 0.0341 0.02370 
Ne 0.211 0.0171 
Ar 1.34 0.0322 
Kr 2.32 0.0398 
Xe 4.19 0.0510 
H2 0.244 0.0266 
N2 1.39 0.0391 
 
sfs 
Fisicoquímica 
32 
 
1.3.7 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 
Una chimenea de una central térmica emite 25000 m3/min de SO2(g). Cuántos kilogramos de SO2 
se emiten durante una hora, si la temperatura de la chimenea es de 460 ℃ y la presión es de 1.5 
atm? Asuma que el gas se comporta idealmente. 
Solución: 
Recuerda que 1 m3= 1000 L y 1h= 60 minutos. 
Lo primero que debemos hacer es averiguar cuantos litros de SO2 genera la planta durante 1 hora 
como sigue a continuación: 
25000
𝑚3
𝑚𝑖𝑛
×
1000𝐿
1𝑚3
×
60𝑚𝑖𝑛
1ℎ
= 1.5 ∗ 109𝐿 
Luego utilizamos este dato y los demás proporcionados por el ejercicio (temperatura=460 ℃ y 
presión = 1.5 atm) en la ecuación de l gas ideal 1.4.2 para obtener las moles como sigue: 
𝑛 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
=
1.5𝑎𝑡𝑚 × 1.5 ∗ 109𝐿
0.082
𝑎𝑡𝑚 × 𝐿
𝑚𝑜𝑙 × 𝐾
× 460 ℃
= 6 ∗ 109 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑆𝑂2 
Finalmente utilizamos la masa molecular del SO2 para convertir las moles a kilogramos: 
6 ∗ 109 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑆𝑂2 ×
64.066 𝑔 𝑑𝑒 𝑆𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑂2 
×
1 𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑆𝑂2
103 𝑔 𝑑𝑒 𝑆𝑂2 
= 3.8 ∗ 106 𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑆𝑂2 
 
 
O2 1.36 0.0318 
Cl2 6.49 0.0562 
H2O 5.46 0.0305 
CH4 2.25 0.0428 
CO2 3.59 0.0427 
CCl4 20.4 0.1383 
 
sfs 
Fisicoquímica 
33 
1.3.8 TALLER DE ENTRENAMIENTO 
1) ¿Qué masa de oxígeno se consume en la combustión total de 15,0 kg de butano gaseoso 
contenido en un cilindro de gas licuado? ¿Qué volumen de CO2(g) se libera? Suponga 25°C 
y 1,00 atm de presión. Considere comportamientogaseoso ideal. 
2) En una botella metálica tenemos un gas a 15°C y una presión de 7.5 atmósferas. Si la 
presión máxima que aguanta la botella es de 12.5 atm, calcular cuál es la temperatura 
máxima a la que se puede calentar el gas de su interior. 
3) Tenemos un pistón móvil de 3 litros de capacidad a 25°C. Si lo calentamos a presión 
constante y se expande hasta los 8 litros, ¿qué temperatura se alcanzó? 
4) Un globo aerostático meteorológico con helio, tiene un volumen de 3 m3 a 27°C y 760 
mmHg de presión. Si asciende en la atmósfera hasta un punto en que hay una presión de 
0,26 atm y -40°C, ¿qué volumen alcanzará? 
5) El aire está formado aproximadamente por un 21% de O2(g) y un 79% N2(g) en volumen. Por 
tanto, las fracciones molares de oxígeno y nitrógeno en el aire son 𝑋𝑂2(𝑔) = 0.21 y 𝑋𝑁2(𝑔). 
Calcula las presiones parciales de ambos en condiciones normales. 
6) Considere una muestra de 1.000 mol de CO2(g) confinada a un volumen de 3 L a 0 °C. 
Calcule la presión del gas utilizando (a) la ecuación del gas ideal y (b) la ecuación de van 
der Waals. 
 
 
 
 
 
 
 
 
TIPS 
Recuerde las unidades de las cantidades P, V, n, R, y T en las 
ecuaciones del gas ideal y de Van de Waals. 
Has un esquema del problema planteado. 
Recuerda que, en una mezcla gaseosa, cada gas se comporta como si 
estuviera solo 
 
sfs 
Fisicoquímica 
34 
1.4 TEMA 3 LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA. 
El siguiente video, conceptos básicos de esta unidad. 
 Video: Leyes de la Termodinámica/ Ley Cero | Science Time 
 ”Ver Video”: https://www.youtube.com/watch?v=gcx46xGxBqc 
 
1.4.1 SISTEMA ABIERTO, CERRADO Y AISLADO 
La termodinámica puede definirse como la rama de la fisicoquímica que: 
Estudia la energía y los cambios que esta produce en los sistemas. 
Antes de iniciar el estudio de sus leyes es necesario “apropiarnos” de la terminología o 
vocabulario utilizado en termodinámica. 
 
Sistema: en termodinámica se define un sistema como la parte del universo objeto de estudio. 
De igual forma los alrededores es todo lo que rodea el sistema y donde hacemos las 
observaciones. Existen tres tipos de sistemas: abierto, cerrado y aislado. 
 
https://www.youtube.com/watch?v=ShxPfRPRKZ8
https://www.youtube.com/watch?v=gcx46xGxBqc
 
sfs 
Fisicoquímica 
35 
 
Figura 1.5.1 Sistema abierto, cerrado y asilado. 
Un sistema abierto puede intercambiar tanto energía como materia con sus alrededores, por lo 
tanto, es susceptible a sufrir cambios en su composición. Un sistema cerrado puede intercambiar 
energía con sus alrededores más no materia. Mientras que un sistema aislado no puede 
intercambiar ni energía ni materia con sus alrededores. Así mismo un sistema puede estar 
separado de los alrededores mediante paredes, las cuales pueden ser: 
 
 Rígidas o no rígidas (móviles) 
 Permeables o no permeables 
 Adiabáticas o no adiabáticas 
 
TIPO DE PARED CARACTERÍSTICA 
Rígida No se puede mover o deformar 
No rígida Puede deformarse o moverse (ejemplo un pistón) 
Permeable Permite el paso de materia 
Adiabática No permite la condición de calor 
No adiabática permite la condición de calor 
 
sfs 
Fisicoquímica 
36 
Como ejemplo tomemos las dos tazas de café y el termo de la figura 1.5.1. La taza de café sin 
tapa representa el sistema abierto mientras que la taza de café con tapa el sistema cerrado y el 
termo el sistema aislado respectivamente. 
Equilibrio: decimos que un sistema está en equilibrio cuando sus propiedades macroscópicas 
permanecen constantes. Existen tres tipos de equilibrio: equilibrio mecánico, material y térmico. 
En todas las fuerzas que actúan sobre el sistema están equilibradas, en otras palabras, la 
sumatoria de las fuerzas son iguales a cero, en el segundo no ocurre ninguna reacción química 
neta dentro del sistema y no hay intercambio de materia con los alrededores y en el tercer 
equilibrio no hay transferencia de energía entre el sistema y los alrededores. 
 
1.4.2 ESTADO Y FASE 
Tenemos un significado asociado a la palabra estado, por el concepto estados de la materia, sin 
embargo, en termodinámica se suelen usar los términos estado físico o simplemente estado y 
fase con significados precisos. Por estado entendemos como las condiciones específicas de P, V, 
T y n de una porción de materia, mientras que por fase entendemos la porción de materia con 
propiedades físicas y químicas uniformes. 
 
1 mL H2O(s) a 0 ℃ y 1 atm 
 
1 mL H2O(l)a 0 ℃ y 1 atm 
 
1 mL H2O(g)a 0 ℃ y 1 atm 
 
 
Fase Gaseosa Fase Sólida Fase Liquida 
Figura 1.5.2 Diferentes fases de la sustancia agua en el mismo estado físico. 
 
 
sfs 
Fisicoquímica 
37 
1.4.3 LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA 
La ley cero de la termodinámica establece que, si dos sistemas en equilibrio térmico con un 
tercero tercer sistema, están en equilibrio entre sí. 
 
Figura 1.5.3 Ilustración de la ley cero de la termodinámica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TIPS 
¿SABIAS QUÉ? 
La ley cero de la termodinámica se llama así porque fue enunciada 
luego de que se enunciaran las leyes 1,2 y 3, respectivamente. Aunque 
fue formulada por primera vez en 1827 por el Escoses Joseph Black, 
una formulación más precisa de lo que ahora llamamos ley cero fue 
enunciada en 1871 por el científico Irlandés James Maxwell. 
 
Joseph Black James Maxwell 
 
 
sfs 
Fisicoquímica 
38 
1.4.4 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 
Uno de los siguientes sistemas no corresponde a un sistema abierto: 
a) Un motor a combustión 
b) EL cuerpo humano 
c) Un termómetro 
d) Un reactor nuclear 
La respuesta correcta es la c, el termómetro está sellado y su contenido interno no varía. Cabe 
aclarar que, si hay un intercambio de energía, ya que es sensible al calor. 
 
1.4.5 TALLER DE ENTRENAMIENTO 
1. Para el sistema que se muestra a continuación: 
 
Por la parte superior del recipiente entra continuamente solución, y sale por la parte 
inferior, de modo que la cantidad de solución en el recipiente es constante con el tiempo. 
(a) ¿Es el recipiente un sistema cerrado? ¿Por qué sí o por qué no? (b) Si no es un sistema 
cerrado, ¿cómo podría modificarse el aparato para que el sistema sea cerrado? 
2. Clasifique los siguientes sistemas como abiertos, cerrado o aislados. Justifique sus 
respuestas, 
a) El cuerpo humano 
 
sfs 
Fisicoquímica 
39 
b) Una olla a presión 
c) Una Batería 
d) Un reactor nuclear 
3. Cuando 1 Kg de agua solida pasa de – 10 ℃ a 0 ℃ a una presión de 1 atm. ¿La sustancia 
experimenta un cambio de estado o un cambio de fase? Explique. 
4. Clasifique las siguientes afirmaciones como falsas o verdaderas y justifique sus respuestas 
a) Un sistema encerrado por una pared impermeable y adiabática necesariamente está 
en equilibrio. 
b) Un sistema aislado es un sistema adiabático y viceversa 
c) La interacción térmica de un sistema cerrado implica necesariamente que sus paredes 
son permeables. 
d) Un sistema cerrado tener paredes permeables. 
5. Tres varillas de hierro están conectadas como lo indica la figura 
 
Inicialmente la varilla A está a 40 ℃ y la C a 50 ℃, luego de cierto tiempo ambas las varillas 
A y C alcanzan el equilibrio térmico con la varilla B. ¿Es posible afirmar transcurrido este 
tiempo las varillas A y C están a la misma temperatura? Explique. 
 
 
 
 
 
 
TIPS 
 Has un esquema del problema planteado. 
 Identifica si el sistema que te plantean es abierto, cerrado o 
aislado. 
 Ten en cuenta las definiciones de equilibrio 
 Ten en cuenta la ley cero de la termodinámica 
 
30 
 
Fisicoquímica 
 
2 UNIDAD 2 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA Y 
TERMOQUÍMICA 
 
2.1.1 OBJETIVO GENERAL 
 Describir la primera ley de la termodinámica y su aplicación en el cálculo de las 
propiedades de los sistemas y los procesos termodinámicos. 
2.1.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS 
 Definir los conceptos de trabajo, energía, capacidad calorífica y calor especifico. 
 
sfs 
41 
Fisicoquímica 
 
 Analizar procesosisotérmicos, isobáricos, isométricos. Procesos de expansión y 
compresión, ciclos. 
 Calcular calores de reacción. 
 Analizar cambios de fase de sustancias químicas. 
 
2.1.3 PRUEBA INICIAL 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: el 
calor se define como la 
transferencia de energía de un 
sistema a otro. 
Pregunta: ¿La unidad SI para 
medir el calor es? 
a) Kilogramo 
Incorrecto: El kilogramo es la 
unidad SI de la masa. 
b) Metro 
Incorrecto: El metro es la unidad 
SI de la longitud. 
c) Joule 
Correcto: La unidad SI de la 
energía es el Joule. 
d) Velocidad 
Incorrecto: La velocidad es una 
unidad derivada del SI. 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: Las 
reacciones exotérmicas 
transfieren energía hacia los 
alrededores, mientras que las 
endotérmicas absorben 
energía, haciendo que la 
energía de los alrededores 
disminuya. 
Pregunta: ¿La reacción de 
combustión pueden 
catalogarse cómo? 
Endotérmicas 
Incorrecto: Las reacciones de 
combustión desprenden calor. 
b) Exotérmicas 
Correcto: Las reacciones de 
combustión desprenden calor. 
 c) Neutralización 
Incorrecto: Una reacción de 
neutralización se da entre ácidos 
y bases. 
 d) Ninguna de las 
anteriores 
Incorrecto: No aplica porque hay 
una respuesta correcta. 
 
sfs 
42 
Fisicoquímica 
 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: La 
energía cinética es la energía 
de un objeto relacionada con 
su movimiento, mientras que 
potencial debido a su posición. 
Pregunta: ¿La energía cinética 
de los gases dependerá 
principalmente de? 
a) La presión 
Incorrecto: la presión hace que 
varíe el volumen. 
b) El volumen 
Incorrecto: El volumen tiene 
relación con la presión. 
c)La temperatura 
Correcto: el cuarto postulado de 
la teoría cinética de los gases, 
establece que la energía cinética 
de un gas es proporcional a la 
temperatura. 
d) La cantidad de 
sustancia 
Incorrecto: la cantidad de 
sustancia o las moles, afectan el 
volumen. 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: las 
leyes de la termodinámica 
definen las cantidades físicas 
que caracterizan un sistema 
termodinámico en equilibrio. 
Pregunta: ¿La primera ley de la 
termodinámica establece la 
relación entre? 
a) 𝑞, 𝑤 𝑦 ∆𝑆 
Incorrecto: La entropía esta 
relacionada con la segunda ley 
b) 𝑞, 𝑤 𝑦 ∆𝐺 
Incorrecto: la energía libre de 
Gibbs está relacionada con la 
espontaneidad de los procesos. 
c) 𝑞, 𝑤 𝑦 ∆𝑈 
Correcto: la primera ley de la 
termodinámica o ley de 
conservación de la energía 
establece la relación entre el 
calor, el trabajo y la energía 
interna (𝑞, 𝑤 𝑦 ∆𝑈) 
4) 𝑞 𝑦 𝑤 
Incorrecto: no existe una ley 
termodinámica solo para la 
relación entre el calor y el 
trabajo. 
 
 
sfs 
43 
Fisicoquímica 
 
2.2 TEMA 1 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA 
El siguiente video, conceptos básicos de esta unidad. 
 Video: Primera Ley De La Termodinámica | Sicence Time 
 ”Ver Video”: https://www.youtube.com/watch?v=EGiE_TkbFsY 
 
2.2.1 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA: LA CONSERVACIÓN DE LA 
ENERGÍA. 
Una propiedad clave de todos los sistemas termodinámicos es la energía, entendiéndose esta 
como la capacidad para realizar un trabajo. 
 
De igual forma el trabajo (𝒘) mecánico se define como: 
El producto de la 𝒇𝒖𝒆𝒓𝒛𝒂 (𝑭) por 𝒆𝒍 𝒅𝒆𝒔𝒑𝒍𝒂𝒛𝒂𝒎𝒊𝒆𝒏𝒕𝒐 (∆𝒙). 
Si consideramos la fuerza que actúa sobre un cuerpo mientras este se desliza en 
𝒍𝒂 𝒅𝒊𝒓𝒆𝒄𝒄𝒊ó𝒏 𝒅𝒆 𝒙, tenemos que: 
 𝒘 = ∫ 𝑭(𝒙)𝒅𝒙
𝒙𝟐
𝒙𝟏
 Ec. 2.3.1 
https://www.youtube.com/watch?v=ShxPfRPRKZ8
https://www.youtube.com/watch?v=EGiE_TkbFsY
 
sfs 
44 
Fisicoquímica 
 
Si la fuerza que actúa sobre el objeto es contante tenemos que 
 𝒘 = 𝑭(𝒙𝟏 − 𝒙𝟏) Ec. 2.3.2 
Se deduce de la ecuación 2.3.2 que 𝒍𝒂 𝒖𝒏𝒊𝒅𝒂𝒅 𝑺𝑰 𝒅𝒆𝒍 𝒕𝒓𝒂𝒃𝒂𝒋𝒐 es: 
𝑵 ∙ 𝒎 = 𝑱 (Joule) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Energía mecánica: en física la energía mecánica es la suma de la energía cinética (Ec.2.3.3) y la 
energía potencial (2.3.4). 
 La energía cinética está asociada con 𝒆𝒍 𝒎𝒐𝒗𝒊𝒎𝒊𝒆𝒏𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒖𝒏 𝒐𝒃𝒋𝒆𝒕𝒐, mientras que 
TIPS 
¿SABIAS QUÉ? 
La unidad para el trabajo en el sistema internacional de unidades (SI), 
fue aignada en honor a James Prescott Joule (1818-1889) científico 
amateur y fabricante de cerveza inglés, quien descubrió la relación 
entre el calor y el trabajo mecánico, que luego desembocaría en el 
desarrollo de la primera ley de la termodinámica. Joule también 
fabricó el primer colorímetro que puso fin a la teoría del calórico 
desarrollada por Lavoisier. La teoría del calórico suponía que el calor 
consistía de un fluido repelente que fluía de los cuerpos calientes 
hacia los cuerpos fríos. 
 
 
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45 
Fisicoquímica 
 
 La energía potencial está relacionada 𝒄𝒐𝒏 𝒍𝒂 𝒑𝒐𝒔𝒊𝒄𝒊ó𝒏 𝒅𝒆 𝒖𝒏 𝒐𝒃𝒋𝒆𝒕𝒐 dentro un campo. 
 𝑬𝒌 =
𝟏
𝟐
𝒎𝒗𝟐 Ec. 2.3.3 
 𝐸𝑝 = 𝑚𝑔ℎ Ec. 2.3.4 
Donde 𝑚, 𝑣, 𝑔 y ℎ representan la masa, la velocidad, la aceleración de la gravedad y la altura 
respectivamente. 
 
 
2.2.1.1 TRABAJO PRESIÓN-VOLUMEN 
(PV) 
El trabajo en termodinámica se define según la Ec. 2.3.1. Sin embargo, la forma más común de 
efectuar trabajo sobre un sistema termodinámico es mediante un cambio de volumen. 
 
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46 
Fisicoquímica 
 
 
Figura 2.3.1 Sistema cerrado, confinado por un pistón móvil. 
Consideremos un gas contenido en un cilindro y un pistón sin rozamiento móvil, como lo muestra 
la Figura 2.3.1. Si aplica presión sobre el sistema, el pistón se moverá hacia abajo y el volumen del 
gas se reducirá. De la ecuación 1.4.1 tenemos que 𝑭 = 𝑷𝑨 si combinamos esta ecuación con la 
ecuación 2.3.1 tenemos que: 
 𝒘 = ∫ 𝑷𝒆𝒙𝒕𝑨𝒅𝒙
𝒙𝟐
𝒙𝟏
 Ec. 2.3.5 
Note que el cambio en la dirección 𝑥, 𝑑𝑥 es igual al cambio en la altura ∆ℎ y que 𝑃𝑒𝑥𝑡 = −𝑃𝑔𝑎𝑠 
por lo tanto, la ecuación 2.3.5 se puede reescribir como sigue: 
 
 𝒘 = − ∫ 𝑷𝒈𝒂𝒔𝒅𝑽
𝑽𝟐
𝑽𝟏
 Ec. 2.3.5 
Note que en una compresión el volumen disminuye, por lo tanto, el 𝒅𝑽 = 𝑽𝒇 − 𝑽𝒊 < 𝟎 y el 
trabajo que realizan los alrededores sobre el sistema es positivo, mientras que una expansión 
𝒅𝑽 = 𝑽𝒇 − 𝑽𝒊 > 𝟎 por lo tanto el trabajo lo realiza el sistema sobre los alrededores y es negativo. 
La ecuación 2.3.5 es aplicable solo para un sistema cerrado y si el proceso es reversible. En un 
proceso reversible, el sistema siempre está próximo al equilibrio y un cambio mínimo en las 
condiciones puede hacer que el sistema vuela a su estado inicial. 
 
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47 
Fisicoquímica 
 
2.2.1.2 CALOR 
Cuando una sustancia se calienta su temperatura aumenta, este aumento de la temperatura 
depende de la capacidad calorífica 𝐶 la cual se define como: 
 
𝑪 =
𝒒
∆𝑻
 
Ec. 3.2.6 
Donde: 
 𝒒 es la energía suministrada en forma de calor, y 
 ∆𝑻 es el cambio de la temperatura. 
La capacidad calorífica 𝐶 es una propiedad extensiva y depende la cantidad. Es más conveniente 
expresar la capacidad calorífica como una propiedad intensiva, el calor específico 𝑪𝒔 = 𝑪/𝒎, el 
calor especifico se define como como la capacidad calorífica dividida por la masa. Con la definición 
anterior la Ec. 2.3.6 se puede rescribir como sigue: 
 𝒒 = 𝒎𝑪𝒔∆𝑻 Ec. 3.2.6 
Las unidades del calor especifico en el SI son JK-1g-1. También es común expresar la capacidad 
calorífica por cantidad de sustancia, en este caso hablamos de calor especifico molar 𝑪𝒎 = 𝑪/𝒏. 
El calor especifico depende si una sustancia se mantiene a presión o a volumen constante. En el 
primer caso hablamos 𝐶𝑝, mientras que en el segundo de 𝑪𝑽. 
 
2.2.1.3 ENERGÍA INTERNA Y PRIMERA 
LEY DE LA TERMODINÁMICA 
Cuando un objeto cae hacia el suelo su energía potencial se transforma en energía cinética, 
¿Pero cuando se detiene a dónde va esta energía? 
Medidas experimentales han demostradoque la temperatura del cuerpo que cae aumenta 
ligeramente, producto del aumento de las energías vibracional, rotacional y traslacional de las 
moléculas que componen el objeto. Esta energía se define como la 𝒆𝒏𝒆𝒓𝒈í𝒂 𝒊𝒏𝒕𝒆𝒓𝒏𝒂 𝑼. Por lo 
tanto, la energía total de un cuerpo es igual a: 
 
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48 
Fisicoquímica 
 
 𝑬 = 𝑬𝒌 + 𝑬𝑷 + 𝑼 Ec.3.2.7 
 
Donde 𝐸𝑘 y 𝐸𝑃 son la energía cinética y potencial respectivamente. La mayoría de sistemas 
termodinámicos estudiados, se encuentran en reposo y en ausencia de campos externos, por lo 
tanto 𝐸𝑘 = 𝐸𝑝 = 0. La primera ley de la termodinámica establece que la energía no se crea ni 
se destruye. En otras palabras, que la energía total del sistema cerrado se conserva. En otras 
palabras, el cambio en la energía de un sistema es igual al calor adicionado o liberado, más el 
trabajo realizado por o sobre el sistema. 
 ∆𝑬 = 𝒒 + 𝒘 Ec.3.2.8 
La ecuación 3.2.8 para un sistema cerrado, puede reescribirse en términos de la energía interna 
y asumiendo que el sistema está en reposo y en ausencia de campos externos. 
 ∆𝑼 = 𝒒 + 𝒘 Ec.3.2.9 
 
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49 
Fisicoquímica 
 
 
La Tabla 3.2.1 resume las convenciones de signos para 𝑞 y 𝑤 y la relación con ∆𝑈 
Signos para 𝒒 y 𝒘 Signo para ∆𝑼 = 𝒒 + 𝒘 
𝒒 > 𝟎:el entorno transfiere calor al 
sistema 
𝒒 < 𝟎: el sistema transfiere calor entorno 
𝑞 > 0 𝑦 𝑤 > 0 → ∆𝑈 > 0 
𝑞 > 0 𝑦 𝑤 < 0 
El signo de ∆𝑈 dependerá: 
 De las magnitudes de 𝑞 𝑦 𝑤 
𝑞 < 0 𝑦 𝑤 > 0 el signo de ∆𝑈 dependerá 
 De las magnitudes de 𝑞 𝑦 𝑤 
𝑞 < 0 𝑦 𝑤 < 0 el signo de ∆𝑈 < 0 
Signos para 𝒘 
𝒘 > 𝟎: el entorno realiza trabajo sobre 
sistema 
𝒘 < 𝟎: ; el sistema realiza traba sobre 
entorno 
 
 
2.2.2 ENTALPIA 
La mayoría de cambios termodinámicos que estudiamos ocurren en sistemas abiertos a la 
atmosfera. Lo cual implica que el volumen del sistema cambia, durante los procesos de expansión 
y compresión. La entalpia (H) es una propiedad termodinámica que permite medir el intercambio 
de energía que tiene lugar durante el calentamiento a presión constante, y se define como: 
 
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50 
Fisicoquímica 
 
 𝑯 = 𝑼 + 𝑷𝑽 Ec.3.2.10 
 
Tanto 𝑼, 𝑽 y 𝑯 son funciones de estado, es decir dependen solo de las condiciones iniciales y 
finales del sistema. 
A presión constante el cambio de entalpia ∆𝑯 = 𝑯𝟐 − 𝑯𝟏: 
 
 ∆𝐻 = ∆𝑈 + 𝑃∆𝑉 Ec.3.2.11 
Se puede demostrar que a presión constante ∆𝑯 = 𝒒𝒑 para un sistema termodinámico cerrado, 
a presión contante y solo trabajo 𝑷 − 𝑽. De igual forma se puede demostrar que para un sistema 
cerrado a que solo realiza trabajo 𝑷 − 𝑽 , si el volumen es contante ∆𝑼 = 𝒒𝒗. 
 
2.2.3 PROCESOS TERMODINÁMICOS 
Antes de considerar los diferentes tipos procesos termodinámicos y la metodología para calcular 
𝒒, 𝒘, ∆𝑼 y ∆𝑯 vamos a definir que es un gas perfecto. En la sección 1.4 definimos un gas ideal 
como un gas que obedece la ecuación 𝑷𝑽 = 𝒏𝑹𝑻, ahora definimos un gas perfecto como un 
gas que además de obedecer esta ecuación también cumple que temperatura contante el cambio 
de la energía interna, respecto al cambio del volumen es igual a cero. 
 
 
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51 
Fisicoquímica 
 
 
(
𝜕𝑈
𝜕𝑈
)
𝑇
= 0 
Ec.3.2.12 
Para un gas perfecto también se cumple la relación 
 𝑪𝑷,𝒎 − 𝑪𝑽,𝒎 = 𝑹 Ec.3.2.13 
Esto es la capacidad calorífica molar a presión constante menos la capacidad calorífica molar a 
volumen constante es igual a la constante universal de los gases. Ahora estamos en capacidad de 
analizar las estrategias a emplear para resolver problemas de procesos termodinámicos. 
 PROCESO REVERSIBLE ISOTÉRMICO PARA UN GAS PERFECTO 
En un proceso isotérmico T es constante, si tenemos en cuenta que para un gas perfecto la energía 
interna solo depende a temperatura ∆𝑈 = 0 y por lo tanto de la Ec. 3.2.9 𝑞 = −𝑤. 
𝑤 = − ∫ 𝑃𝑔𝑎𝑠𝑑𝑉 = − ∫
𝑛𝑅𝑇
𝑉
𝑑𝑉 =
𝑉2
𝑉1
𝑉2
𝑉1
− 𝑛𝑅𝑇 ∫
𝑑𝑉
𝑉
= −𝑛𝑅𝑇(𝑙𝑛𝑉2 −
𝑉2
𝑉1
 𝑙𝑛𝑉1) 
Ec. 3.2.14 
Aplicando la ley de Boyle tenemos que: 
𝒘 = −𝒒 = 𝒏𝑹𝑻𝒍𝒏
𝑽𝟏
𝑽𝟐
= 𝒏𝑹𝑻𝒍𝒏
𝑷𝟐
𝑷𝟏
 Ec. 3.2.15 
 Proceso reversible a presión o volumen constante 
Cuando se transfiere una cantidad infinitesimal de calor a presión constante a un cuerpo con 
capacidad calorífica 𝐶𝑝 la temperatura aumenta infinitesimalmente 𝑑𝑇. Utilizando la ecuación 
3.2.6 tenemos que a presión constante 𝒅𝒒 = 𝑪𝒑𝒅𝑻 y que 𝑞𝑝: 
𝒒𝒑 = ∫ 𝑪𝒑
𝑻𝟐
𝑻𝟏
𝒅𝑻 = 𝑪𝒑∆𝑻 = 𝑪𝒑(𝑻𝟐 − 𝑻𝟏) Ec. 3.2.16 
 
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52 
Fisicoquímica 
 
A volumen constante se cumple que: 
 
𝒒𝑽 = ∫ 𝑪𝑽
𝑻𝟐
𝑻𝟏
𝒅𝑻 = 𝑪𝑽∆𝑻 = 𝑪𝑽(𝑻𝟐 − 𝑻𝟏) Ec. 3.2.16 
El trabajo 𝑤 se calcula empleando la Ec. 2.3.5. Una vez obtenido el calor y el trabajo se puede 
obtener el cambio en la energía interna ∆𝑈 aplicando la primera ley (Ec.3.2.9). Los procesos a 
presión constante se denominan isobáricos y a volumen constantes isovolumétricos o isocóricos. 
 Proceso reversible adiabático par aun gas perfecto 
En un proceso adiabático no se transfiere calor, por lo tanto 𝑑𝑞 = 0 y ∆𝑈 = 𝑤 
∆𝑼 = ∫ 𝑪𝑽
𝑻𝟐
𝑻𝟏
𝒅𝑻 = 𝑪𝑽∆𝑻 = 𝑪𝑽(𝑻𝟐 − 𝑻𝟏) = 𝒘 Ec. 3.2.17 
 
2.2.4 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 
0.1 moles de un gas perfecto con 𝐶𝑉 = 1.50𝑅 que permanece contante con la temperatura, 
experimenta un proceso cíclico reversible como se muestra en la figura 
 
Figura 2.3.2 Proceso cíclico reversible para un gas perfecto 
 
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53 
Fisicoquímica 
 
Calcular 𝑞, 𝑤, ∆𝑈 para cada etapa del proceso y para el ciclo completo. 
Ir de 1→2 ocurre a volumen constante, por lo tanto 𝑤1→2 = 0 y 𝑞 = 𝑞𝑉 y se puede calcular con 
la Ec. 3.2.16, pero antes debemos usar la ecuación del gas ideal para calcular 𝑇1 y 𝑇2 
𝑇1 =
𝑃1𝑉1
𝑛𝑅
=
(1𝑎𝑡𝑚 ∗ 1𝐿)
0.1 𝑚𝑜𝑙 ∗ 0.082
𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝐿
𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐾
= 122 𝐾 
𝑇2 =
𝑃2𝑉2
𝑛𝑅
=
(3𝑎𝑡𝑚 ∗ 1𝐿)
0.1 𝑚𝑜𝑙 ∗ 0.082
𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝐿
𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐾
= 366 𝐾 
Similarmente 𝑇3 y 𝑇4 son iguales a 732 y 244 K respectivamente. 
De la ecuación Ec. 3.2.16 tenemos que 
𝑞𝑉1→2 = ∫ 𝑛𝐶𝑉𝑚
𝑇2
𝑇1
𝑑𝑇 = 𝑛𝐶𝑉𝑚 ∫ 𝑑𝑇
𝑇2
𝑇1
= 𝑛𝐶𝑉𝑚(𝑇2 − 𝑇1)
= (0.1 𝑚𝑜𝑙) ∗ (1.50 ∗
8.314𝐽
𝑚𝑜𝑙𝐾
) ∗ (366𝐾 − 122𝐾) = 304 𝐽 
Ir de 2→3 ocurre a presión contante y con un cambio de volumen, por lo tanto 𝑤2→3 ≠ 0 y 𝑞 =
𝑞𝑝 
𝑤2→3 = − ∫ 𝑃𝑔𝑎𝑠𝑑𝑉
𝑉2
𝑉1
= −3𝑎𝑡𝑚 ∗ (2000𝑐𝑚3 − 1000𝑐𝑚3) = 3000 𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝑐𝑚3 
Note que necesitamos convertir estas unidades a unidades de energía, para lo cual utilizamos los 
valeres de la constante universal de los gases presentados en la Tabla 1.4.1 
𝑤 = −3000 𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝑐𝑚3
8.314𝐽
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾
82.06
𝑎𝑡𝑚 ∙ 𝑐𝑚3
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾
= −304 𝐽 
𝑞𝑝2→3 = ∫ 𝐶𝑝
𝑇3
𝑇2
𝑑𝑇 = 𝑛𝐶𝑝𝑚∆𝑇 = 𝐶𝑝(𝑇3 − 𝑇2) 
Si bien no conocemos 𝐶𝑝𝑚 podemos utilizar la Ec.3.2.13 para despejarlo, por lo tanto 
 
 
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54 
Fisicoquímica 
 
𝑞𝑝2→3 = 𝑛𝐶𝑝𝑚∆𝑇 = (0.1𝑚𝑜𝑙) ∗ (1.50𝑅 + 𝑅) ∗ ∆𝑇
= 0.1𝑚𝑜𝑙 ∗ 2.50 ∗ (
8.314𝐽
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾
) ∗ (732𝐾 − 366𝐾) = 761 𝐽 
Ir de 3→4 ocurre a volumen constante, por lo tanto 𝑤1→2 = 0 y 𝑞 = 𝑞𝑉 
𝑞𝑉3→4 = ∫ 𝑛𝐶𝑉𝑚
𝑇4
𝑇3
𝑑𝑇 = 𝑛𝐶𝑉𝑚 ∫ 𝑑𝑇
𝑇2
𝑇1
= 𝑛𝐶𝑉𝑚(𝑇4 − 𝑇3)
= (0.1 𝑚𝑜𝑙) ∗ (1.50 ∗
8.314𝐽
𝑚𝑜𝑙𝐾
) ∗ (244𝐾 − 732𝐾) = −608.5 𝐽 
Ir de 4→1 ocurre a presión contante, por lo tanto 𝑤4→1 ≠ 0 y 𝑞 = 𝑞𝑝 procedemos similar al paso 
2→3, pero teniendo en cuenta que las temperaturas son diferentes. 
𝑤 = − ∫ 𝑃𝑔𝑎𝑠𝑑𝑉
𝑉2
𝑉1
= −1𝑎𝑡𝑚 ∗ (1000𝑐𝑚3 − 2000𝑐𝑚3) = 1000 𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝑐𝑚3 
𝑤 = −1000 𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝑐𝑚3
8.314𝐽
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾
82.06
𝑎𝑡𝑚 ∙ 𝑐𝑚3
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾
= −101 𝐽 
𝑞𝑝4→1 = ∫ 𝐶𝑝
𝑇4
𝑇1
𝑑𝑇 = 𝑛𝐶𝑝𝑚∆𝑇 = 𝐶𝑝(𝑇3 − 𝑇2) 
𝑞𝑝4→1 = 𝑛𝐶𝑝𝑚∆𝑇 = (0.1𝑚𝑜𝑙) ∗ (1.50𝑅 + 𝑅) ∗ ∆𝑇
= 0.1𝑚𝑜𝑙 ∗ 2.50 ∗ (
8.314𝐽
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾
) ∗ (244𝐾 − 122𝐾) = 253.5 𝐽 
Ahora estamos en capacidad de hallar el cambio en la energía interna ∆𝑈 para cada etapa 
empleando la Ec.3.2.9. Con lo cual tenemos: 
∆𝑈1→2 = 𝑞1→2 + 𝑤1→2 = 304 𝐽 + 0 = 304 𝐽 
De igual forma ∆𝑈2→3 = 457 𝐽, ∆𝑈3→4= −608.5 𝐽 y ∆𝑈4→1 = −152.5 𝐽. Para el ciclo completo 
el 𝑞𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑞1→2 + 𝑞2→3 + 𝑞3→4 + 𝑞4→1, 𝑤𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑤1→2 + 𝑤2→3 + 𝑤3→4 + 𝑤4→1 y ∆𝑈𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 =
∆𝑈1→2 + ∆𝑈2→3 + ∆𝑈3→4 + ∆𝑈4→1. 
 
 
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55 
Fisicoquímica 
 
𝑞𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 304 𝐽 + 761 𝐽 − 608.5 − 253.5 𝐽 = 203 𝐽 
𝑤𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = −304 𝐽 + 0 𝐽 + 101 𝐽 + 0 𝐽 = −203 𝐽 
∆𝑈𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 304 𝐽 + 457 𝐽 − 608.5 𝐽 − 152.5 𝐽 = 0 
Note que ∆𝑈𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 0 mientras que 𝑞𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 y 𝑤𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 ≠ 0 lo cual es congruente con el hecho que 𝑈 
al ser una función de estado, solo depende del estado inicial y final. 
 
2.2.5 TALLER DE ENTRENAMIENTO 
1. Exprese las siguientes unidades como una combinación de metros, kilogramos y segundos: 
a) Joules b) Pascal c) Newton d) Ergio y e) Watio. 
2. En cual de los siguientes sistemas no se intercambia energía, durante cualquier proceso 
termodinámico: a) abierto b) cerrado c) sistema cerrado con paredes adiabáticas. 
3. La caja cerrada en cada una de las ilustraciones siguientes representa un sistema 
termodinámico, y las flechas indican los cambios que sufre en un proceso. La longitud de 
las flechas representa las magnitudes relativas de q y w. (a) ¿Cuál de estos procesos en 
endotérmico? (b) ¿Para cuál de estos ∆𝑈 es menor que cero? c) Cuál proceso presenta un 
aumento en la energía interna? 
 
4. Un gas se confina en un cilindro provisto de un pistón y un calefactor eléctrico, como se 
muestra en la figura siguiente. 
 
 
 
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56 
Fisicoquímica 
 
 
Suponga que se alimenta corriente al calefactor de modo que se añaden 100 J de energía y 
considere las siguientes situaciones. 
 
(1) Se permite al pistón moverse cuando se añade la energía. 
(2) El pistón está fijo y no puede moverse. 
(a) ¿En cuál de los dos casos, el gas está a más alta temperatura después de la adición de 
la energía eléctrica? Explique. 
(b) ¿Qué puede decir acerca de los valores de q y w en cada caso? 
(c) ¿Qué puede decir acerca de los valores relativos de ∆𝑈 para el gas, en los dos casos? 
 
5. Calcular 𝑞, 𝑤, ∆𝑈 𝑦 ∆𝐻 para 44 gramos de propano con 𝐶𝑉,𝑚 = 7.9𝑅 y prácticamente 
contante con la temperatura, que experimentan una expansión reversible desde 10 L 
hasta 20 L a 1 atm de presión. 
 
6. Una casa se diseña con mecanismos para aprovechar la energía solar. Se incorporarán al 
interior de la casa tabiques que actúen como absorbedores de calor. Cada tabique pesa 
aproximadamente 1.8 kg. El calor específico del tabique es de 0.85 𝐽/𝑔 ∙ 𝐾. ¿Cuántos 
tabiques deben incorporarse al interior de la casa para suministrar la misma capacidad 
calorífica total que 1.7 × 103 galones de agua? 
 
Se estima que la cantidad neta de dióxido de carbono fijada por fotosíntesis terrestre en la Tierra 
es de 5.5 × 1016 𝑔/𝑎ñ𝑜. Todo este carbono se convierte en glucosa. (a) Calcule la energía 
almacenada por fotosíntesis terrestre cada año, en 𝑘𝐽. (b) Calcule la tasa media de conversión de 
energía solar en energía vegetal en 𝑀𝑊 (1 𝑊 = 1 𝐽/𝑠). Una planta nucleoeléctrica grande 
produce cerca de 103 𝑀𝑊. ¿Cuántas plantas nucleares como esa se necesitarían para igualar la 
conversión de energía solar? 
 
 
 
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57 
Fisicoquímica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.3 TEMAS 2 CÁLCULOS TERMODINÁMICOS PARA CAMBIOS 
DE ESTADO Y DE FASE 
2.3.1 CAMBIOS DE FASE 
Definimos como fase tal y como lo hicimos anteriormente como la porción homogénea de un 
sistema que conserva las propiedades químicas y físicas en toda su extensión. Un cambio de fase 
hace referencia a un proceso en el cual aparece una nueva fase sin que haya cambiado la 
identidad química de la sustancia ver Figura 2.3.2.1. 
TIPS 
Identifique el tipo sistema que está estudiando 
Identifique las condiciones del proceso termodinámico (P o V 
constante) 
Identifique las ecuaciones y leyes que relacionan los datos con las 
variables a calcular 
Aplique las ecuaciones y leyes y obtenga los valores pedidos, 
cuidando que las unidades utilizadas sean las correctas. 
 
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58 
Fisicoquímica 
 
 
Figura 2.4.1 Cambios de fase 
A menudo los estudiantes se confunden entre una propiedad del sistema y un proceso del 
sistema. Por ejemplo, la entalpia 𝐻 es una propiedad del sistema, mientras que el cambio de 
entalpia ∆𝐻 hace referencia al proceso que sufre el sistema una vez se han definido las 
condiciones iniciales y finales del mismo. 
El calor latente, valor que se determina experimentalmente, se define como la cantidad de calor 
absorbida o liberada durante un cambio de fase. Supongamos que queremos calcular las 
funciones termodinámicas para el cambio de fase que tiene lugar, cuando 1 mol de hielo (18 g) 
se transforman en 1 mol de agua líquida a 0 ℃ y 1 atm. 
 
sfs 
59 
Fisicoquímica 
 
 
Debido a que el proceso ocurre a presión constante 𝑞 = 𝑞𝑝 = 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑙𝑎𝑡𝑒𝑛𝑡𝑒, que para el caso 
del hielo a estas condiciones de temperatura y presión es 333 J/g *18 g = 6 kJ. El trabajo se calcula 
empleando 
𝒘 = − ∫ 𝑷𝒅𝑽
𝑽𝟐
𝑽𝟏
 donde el 𝑉1 y 𝑉2 se pueden calcular utilizando la densidad del hielo y del agua 
respectivamente. Una vez obtenidos 𝑞 y 𝑤 podemos obtener ∆𝑈. 
La tabla 2.4.1 las temperaturas y calores latentes de fusión y ebullición para algunas sustancias 
Tabla 2.4.1 Temperaturas y calores latentes de fusión y ebullición para algunas sustancias. 
Sustancia 
Temperatura 
de fusión ℃ 
Temperatura de 
ebullición ℃ 
Calor latente 
de fusión (𝒌𝑱/𝒌𝒈) 
Calor latente 
de ebullición (𝒌𝑱/𝒌𝒈) 
Hielo (H2O(s)) 0 100 334 2260 
Etanol -114 78.3 105 846 
Acetona -94.3 56.2 96 524 
Benceno 5.5 80.2 127 396 
Aluminio 658.7 2300 396 9220 
Estaño 231.9 2270 59 3020 
Hierro 1530 3050 293 6300 
Cobre 1083 2360 214 5410 
 
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Fisicoquímica 
 
Plomo 327.3 1750 22.5 880 
Potasio 64 760 60.8 2080 
Sodio 98 883 113 4220 
 
2.3.2 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 
Calcule la cantidad de calor necesaria para llevar un bloque de hielo de 700 g inicialmente a -5 ℃ 
hasta el estado de vapor de agua a 120℃, manteniéndose la presión constante en 101.3 kPa. 
Datos: 
 
𝐶𝑆,𝑎𝑔𝑢𝑎 = 4.18 𝑘𝐽/𝑘𝑔 ∙ 𝐾 
 
𝐶𝑆,ℎ𝑖𝑒𝑙𝑜 = 2.11𝑘𝐽/𝑘𝑔 ∙ 𝐾 
 
𝐶𝑆,𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 = 2.09𝑘𝐽/𝑘𝑔 ∙ 𝐾 
 
Para resolver este ejercicio debemos dividir el proceso en varias etapas tal y como lo muestra la 
figura anterior. 
Etapa 1: elevar la temperatura del hielo desde -5 ℃ (268 K) hasta 0 ℃ (273 K) 
 
sfs 
61 
Fisicoquímica 
 
𝑞1 = 𝑚𝐶𝑆,ℎ𝑖𝑒𝑙𝑜 × ∆𝑇 = 0.7 𝑘𝑔 ×
2.11𝑘𝐽
𝑘𝑔 ∙ 𝐾
× (273 − 268𝐾) = 7.4 𝑘𝐽 
Etapa 2: Se funde el hielo y de la tabla 2.4.1 tenemos que 𝑞2 = 334
𝑘𝐽
𝑘𝑔
× 0.7𝑘𝑔 = 233.8 𝑘𝐽 
Etapa 3: elevar la temperatura del agua desde 0 ℃ (273 K) hasta 100 ℃ (373 K) 
𝑞3 = 𝑚𝐶𝑆,𝑎𝑔𝑢𝑎 × ∆𝑇 = 0.7 𝑘𝑔 ×
4.18𝑘𝐽
𝑘𝑔 ∙ 𝐾
× (373 − 273𝐾) = 317.7 𝑘𝐽 
Etapa 4: El agua ebulle y de la tabla 2.4.1 tenemos que 𝑞4 = 2260
𝑘𝐽
𝑘𝑔
× 0.7𝑘𝑔 = 1582 𝑘𝐽 
Etapa 3: elevar la temperatura del vapor agua desde 100 ℃ (373 K) hasta 120 ℃ (393 K) 
𝑞5 = 𝑚𝐶𝑆,𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 × ∆𝑇 = 0.7 𝑘𝑔 ×
2.09𝑘𝐽
𝑘𝑔 ∙ 𝐾
× (393 − 373𝐾) = 29.3 𝑘𝐽 
𝑞𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑞1 + 𝑞2 + 𝑞3 + 𝑞4 + 𝑞5 = 7.4 𝑘𝐽 + 233.8 𝑘𝐽 + 317.7 𝑘𝐽 + 1582 𝑘𝐽 + 29.3 𝑘𝐽
= 2170.2 𝑘𝐽 
2.3.3 TALLER DE ENTRENAMIENTO 
1) Cuantos kilogramos de agua solida a 0 ℃ se fundirán en un kilogramo de agua gaseosa a 
100 ℃. Si se obtiene agua liquida a una temperatura de 0 ℃. 
2) Dos sustancias X y Z tienen igual masa y temperatura. A continuación, se sumergen en 
agua líquida caliente. Clasifique los siguientes enunciados como falsos o verdaderos y 
justifique su respuesta. 
a) La sustancia con menor calor especifico se calienta más rápido 
b) Ambas se calientan a la misma velocidad al tener igual masa 
c) La sustancia con mayor calor especifico se calienta más rápido 
d) La sustancia con mayor calor especifico tarda más en calentarse 
3) Determinar el calor que hay que suministrar para convertir 500 g de hielo a -20 ℃. en 
vapor a 100℃ a 1 atm de presión. 
 
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62 
Fisicoquímica 
 
4) En un recipiente que contiene 5000 g, de agua a 25 ℃, se introduce un bloque de hierro 
de 500 g a 100 ℃. Cual debe ser la temperatura de equilibrio, si se supone que el recipiente 
es adiabático. 
5) Se tiene un tanque que contiene 5000 g de agua a 10 ℃. Cuantos kilos Joules (kJ) absorbe 
cuando se calienta hasta 80 ℃. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.4 TEMAS TERMOQUIMICA 
La producción de energía es un factor crítico, para el funcionamiento de la sociedad tal y como lo 
conocemos hoy día. Las plantas producen energía a través de la fotosíntesis, los seres humanos 
quemamos combustibles para desplazarnos, cocinar, o calentar nuestros hogares durante el 
invierno. Nuestros dispositivos electrónicos utilizan baterías que generan la energía necesaria 
funcionar y nuestro cuerpo transforma biomoléculas mediante una reacción de combustión, la 
respiración, para realizar las demás funciones biológicas. La termoquímica es la rama de la 
química que estudia la relación entre las reacciones químicas y los cambios de energía que 
involucran calor. 
 
TIPS 
Visualice cuantos cambios de fase hay en su proceso 
Visualice cuantos calentamientos hay en su proceso 
Haga una lista de con los calores específicos de las distintas fases 
Haga una lista de con los calores latentes de las distintas fases 
Aplique la ecuación para el cálculo de calor a presión constante 
q=mC_p×∆T 
Calcule el calor total como la suma de los calores latentes y los 
procesos de 
Recuerde el principio de conservación de la energía 
 
sfs 
63 
Fisicoquímica 
 
 
 
2.4.1.1 CALOR DE FORMACIÓN 
Antes de iniciar nuestras definiciones y a desarrollar las fórmulas para calcular los calores, que 
acompañan las transformaciones químicas (reacciones), es necesario que definamos los 
términos: Condiciones Estándar de Temperatura y Presión (STP) y Condiciones Normales de 
Temperatura y Presión (NTP) por sus siglas en ingles. Según la IUPAC Unión Internacional de 
Química Pura y Aplicada define las condiciones: 
 STP como 0 ℃ y 1 bar, mientras que 
 NTP hacen referencia a 20 ℃ y 1atm. 
El calor de formación o de ahora en adelante entalpia de formación (∆𝑯𝒇) se define como: 
El cambio de entalpia que tiene lugar cuando se forma un mol de sustancia, a 
partir de sus elementos constituyentes en su estado de referencia (estado más 
estable). 
 
sfs 
64 
Fisicoquímica 
 
 
Figura 2.3.2.1 Bomba calorimétrica 
A menudo la entalpia de formación estándar se reporta a 298 K, con los cual la definición anterior 
de condiciones STP hace referencia a una temperatura de 25 ℃ y 1 bar, en este caso la entalpia 
de formación se representa con el símbolo: 
∆𝑯𝒇,𝟐𝟗𝟖
° . 
La figura 2.3.2.1 muestra un esquema de una bomba calorimétrica, el aparato empleado en el 
laboratorio, para medir entalpias de formación de las sustancias. Note que las paredes del 
recipiente están aisladas, para que el calor generado no escape a los alrededores y sea una 
medida exacta de la entalpia de formación. 
Por ejemplo ∆𝐻𝑓,298
° para el etanol está dada por la reacción: 
2𝐶𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑜 + 3𝐻2(𝑔) +
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝐶2𝐻5𝑂𝐻(𝑙) ∆𝐻𝑓,298 
° = −227.7
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Por definición la entalpia de formación para las formas estables de cualquier elemento (carbono 
grafito, hidrogeno, oxígeno entre otros), es cero por definición, dado que no se requiere una 
 
sfs 
65 
Fisicoquímica 
 
reacción de formación ya que el elemento se encuentra en su estado estándar. Note que la 
entalpia es una propiedad extensiva, por lo tanto, depende de la cantidad. 
Tabla 2.3.2.1 Entalpias de formación estándar a 298 K (∆𝐻𝑓,298
° ) para algunas sustancias 
Sustancia Formula ∆𝑯𝒇,𝟐𝟗𝟖 
° (
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
) 
Etanol C2H5OH(l) -277.7 
Glucosa C6H12O6(s) -1273 
Dióxido de carbono CO2(g) -393.5 
Agua H2O(g) -241.8 
Agua H2O(l) -285.8 
Sacarosa C12H22O11(s) -2221 
Metano CH4(g) -74.8 
Propano C3H8(g) -103.85 
Metanol CH3OH(l) -238.6 
Bicarbonato de sodio NaHCO3(s) -947.7 
 
2.4.1.2 CALOR DE COMBUSTIÓN 
La combustión se define como el proceso químico en el cual una sustancia llamada combustible 
reacciona rápidamente con otra llamada oxidante (generalmente oxigeno), para generar calor y 
otras sustancias. La entalpia de combustión ∆𝑯𝒄 
° se define como: 
El calor generado cuando un mol de determinada sustancia se quema en 
presencia de oxígeno. 
 
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66 
Fisicoquímica 
 
 
Por ejemplo, todos estamos en alguna medida familiarizados con la combustión de hidrocarburos 
como la gasolina (mezcla de hidrocarburos C3-C13) o el gas propano C3H8(g) que empleamos para 
preparar los alimentos. Veamos el ejemplo para la combustión del gas propano: 
𝐶3𝐻8(𝑔) + 5𝑂2(𝑔) → 3𝐶𝑂2(𝑔) + 4𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻𝑐,298 
° = −2220
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Note que la reacción es exotérmica (desprende calor). 
Tabla 2.3.2.2 Entalpias de combustión estándar a 298 K (∆𝐻𝑐,298
° ) para algunas sustancias 
Sustancia Formula ∆𝑯𝒄,𝟐𝟗𝟖 
° (
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
) 
Carbón C(grafito) -394 
Monóxido de carbono CO(g) -394 
Hidrogeno H2(g) -286 
Metano CH4(g) -890 
Propano C3H8(g) -2220 
Octano C8H18(g) -5471 
Etanol C2H5OH(l) -1368 
Metanol CH3OH(l) -726 
 
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Fisicoquímica 
 
Glucosa C6H12O6(s) -2808 
Sacarosa C12H22O11(s) -5645 
 
2.4.1.3 CALOR DE REACCIÓN 
En ocasiones necesitamos conocer el cambio de entalpia que acompaña una reacción química 
cuando todos los reactivos y productos están en su estado estándar. La entalpia estándar de 
reacción ∆𝑯𝒓 
° se define como: 
La diferencia de la sumatoria de las entalpias de formación estándar de los 
productos menos sumatoria de las entalpias de formación estándar de los 
reactivos. 
Esto es: 
 ∆𝐻𝑟 
° = ∑ 𝑚∆𝐻𝑓 
° (𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠) − ∑ 𝑛∆𝐻𝑓 
° (𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 
Ec. 2.4.3.1 
Donde m y n son los coeficientes estequiométricos. 
2.4.1.4 CALORES DE REACCIÓN A 
PARTIR DE CALORES DE 
FORMACIÓN 
La ley de Hess establece que, si una reacción puede dividirse en varios pasos, entonces: 
La entalpia de la reacción es la suma de las entalpias de cada paso. 
Recordemos que la entalpia es una función de estado, por lo tanto ∆𝑯𝒓 
° depende del estado 
inicial y final y de la cantidad de sustancia que sufre el cambio. 
 
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68 
Fisicoquímica 
 
 
2.4.2 EJERCICIO DE APRENDIZAJE 
Supongamos que deseamos calcular ∆𝐻𝑟 
° para la siguiente reacción: 
(1) 
𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔)
→ 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑙) 
 ∆𝐻𝑟,298 
° = −890
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
Y que conocemos las entalpias de las siguientes reacciones: 
(2) 𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔) ∆𝐻𝑟,298 
° = −802
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
(3) 𝐻2𝑂(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻𝑐,298 
° ∆𝐻𝑟,298 
° = −88
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Podemos pensar en la reacción (1) como una suma de los pasos (2) y (3) y tendríamos 
(2) 𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔) ∆𝐻𝑟,298 
° = −802
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
(3) 2𝐻2𝑂(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻𝑐,298 
° ∆𝐻𝑟,298 
° = −88
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻𝑟,298 
° = −890
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Note que las dos moles de agua gaseosa al lado izquierdo de la ecuación se cancelan con las dos 
moles del lado derecho. 
 
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69 
Fisicoquímica 
 
2.4.3 TALLER DE ENTRENAMIENTO 
1. Dados los datos para las siguientes reacciones químicas 
 
2N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ∆𝐻𝑟,298 
°
 = -163.2 kJ 
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ∆𝐻𝑟,298 
°
 = -113.1 kJ 
2N2O(g) → 2N2(g) + O2(g) ∆𝐻𝑟,298 
°
 = +180.7 kJ 
Utilice la ley de Hess para calcular ∆𝐻𝑟,298 
° para: 
2N2O(g) + NO2(g) → 3NO(g) 
 
2. Escriba ecuaciones balanceadas que describan la formación de los compuestos siguientes 
a partir de sus elementos en sus estados estándar, y luego calcule entalpías estándar de 
formación utilizando la ley de Hess: a) N2O(g) b) CH4(g) c) CO2(g) y d) NO 
3. 
4. La siguiente es la reacción de formaciónde la termita 
 
2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s) 
 
Esta reacción, altamente exotérmica, se usa para soldar unidades metálicas muy 
grandes, como las hélices de barcos. Empleando las entalpías de formación calcule ∆𝐻𝑟
° 
para esta reacción. 
 
5. La gasolina es una mezcla principalmente de hidrocarburos, muchos de los cuales tienen 
ocho átomos de carbono y se denominan octanos. Uno de los octanos que más 
limpiamente arde es un compuesto llamado 2,3,4-trimetilpentano, que tiene la fórmula 
estructural siguiente: 
 
CH3 CH3
CH3
CH3
CH3
 
 
La combustión completa de 1 mol de este compuesto a CO2(g) y H2O(g) produce -5069 kJ de 
energía. (a) Escriba una ecuación balanceada para la combustión de 1 mol de este 
compuesto. (b) Escriba una ecuación balanceada para la formación de este compuesto 
partir de sus elementos. (c) calcule ∆𝐻𝑓
° para este compuesto. 
 
 
sfs 
70 
Fisicoquímica 
 
6. El naftaleno (C10H8) es un compuesto aromático sólido que se vende en forma de bolitas 
para combatir la polilla. 
 
 
 
La combustión completa de esta sustancia para producir CO2(g) y H2O(g) 25 ℃ genera -5154 
kJ/mol. (a) Escriba las ecuaciones balanceadas para la formación de naftaleno a partir de 
sus elementos y para su combustión. (b) Calcule la entalpía estándar de formación del 
naftaleno. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TIPS 
Haga una lista con todos los datos suministrados por el problema 
Identifica todas las variables que debe calcular 
Identifique las ecuaciones y leyes que relacionan los datos con las 
variables a calcular 
Aplique las ecuaciones y leyes y obtenga los valores pedidos, 
cuidando que las unidades utilizadas sean las correctas. 
 
71 
Fisicoquímica 
 
3 UNIDAD 3 SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA 
 
3.1.1 OBJETIVO GENERAL 
 Describir la segunda ley de la termodinámica y su aplicación en el cálculo de las 
propiedades de los sistemas y los procesos termodinámicos. 
3.1.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS 
 Identificar la reacción entre los conceptos de espontaneidad y entropía 
 Definir el rendimiento de las máquinas térmicas 
 
72 
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Fisicoquímica 
 
 Interpretar molecularmente el concepto de entropía 
 Calcular la energía libre de Gibbs para diferentes procesos termodinámicos y decidir 
acerca de su espontaneidad. 
 
3.1.3 PRUEBA INICIAL 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: La 
espontaneidad es un concepto 
termodinámico relacionado, 
con la necesidad de realizar o 
no trabajo para que un proceso 
se lleve a cabo o no. 
Pregunta: ¿Es la oxidación de 
un objeto metálico un proceso 
espontáneo? 
a) Falso 
Incorrecto: la opción correcta es 
la verdadera. 
b) Verdadero 
Correcto: es un proceso que 
ocurre naturalmente, no 
requiere la realización de 
trabajo. 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: Las 
funciones de estado solo 
dependen del estado inicial y 
final de un proceso 
termodinámico y no del 
camino seguido para llegar al 
estado final. 
Pregunta: ¿si la entropía es una 
función de estado, para un 
proceso cíclico el valor del 
cambio de entropía es igual a? 
a) 𝑞 
Incorrecto: la entropía es una 
función de estado. 
b) 0 
Correcto: para un proceso cíclico 
el estado final es igual a la inicial. 
c) 𝑤 
Incorrecto: la entropía es una 
función de estado. 
d) Ninguna de las 
anteriores 
Incorrecto: existe una opción 
correcta. 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
 
73 
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Fisicoquímica 
 
Contexto de la Pregunta: La 
segunda ley de la 
termodinámica en términos de 
entropía establece que, La 
entropía de un sistema aislado 
incrementa en el curso de un 
cambio espontáneo. 
Pregunta: ¿De los procesos 
siguientes cual está 
acompañado de un incremento 
de la entropía? 
a) La expansión de un gas 
dentro de un recipiente. 
Incorrecto: Proceso espontaneo 
que implica un aumento en la 
entropía 
b) El enfriamiento de los 
alimentos por el 
refrigerador 
Incorrecto: Este proceso no es 
espontáneo y requiere la 
realización de trabajo. 
c) La compresión de un 
gas dentro de un 
recipiente. 
Incorrecto: Este proceso no es 
espontáneo y requiere la 
realización de trabajo. 
d) La congelación de 
cierta cantidad de agua 
en el refrigerador. 
Incorrecto: Este proceso no es 
espontáneo y requiere la 
realización de trabajo. 
Pregunta Opciones de respuesta Opción correcta y explicación 
Contexto de la Pregunta: La 
energía libre de Gibbs es una 
función de estado que 
relaciona la entalpia con la 
entropía y nos permite decidir 
acerca de la espontaneidad de 
los procesos termodinámicos. 
 
Pregunta: ¿Si una reacción 
química ocurre 
espontáneamente en el 
sentido directo (de reactivos a 
productos), el cambio en la 
energía libre de Gibbs será? 
a) 0 
Incorrecto: la reacción estaría en 
equilibrio. 
b) Positivo 
Incorrecto: La reacción ocurriría 
en sentido opuesto. 
c) Negativo 
Correcto: para una reacción 
espontánea en el sentido directo 
el cambio en la energía libre de 
Gibbs es negativo. 
d) Ninguna de las 
anteriores 
Incorrecto: existe una respuesta 
correcta. 
 
3.2 TEMA 1 ESPONTANEIDAD Y MÁQUINAS TÉRMICAS 
El siguiente video, conceptos básicos de esta unidad. 
 
 
74 
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Fisicoquímica 
 
 Video: Ciclo de Carnot 
 ”Ver Video”: https://www.youtube.com/watch?v=mlf82Q0hKrA 
 
3.2.1 ESPONTANEIDAD 
Algunos procesos ocurren naturalmente, mientras que otros no. 
Por ejemplo, un gas se expande naturalmente hasta ocupar el volumen del recipiente que lo 
contiene y una varilla de hierro caliente se enfría con el paso del tiempo, hasta alcanzar la 
temperatura de sus alrededores. Por otra parte, una muestra del mismo de gas puede confinarse 
en un volumen más pequeño aplicando presión y la misma varilla de hierro puede enfriarse 
rápidamente aplicando un proceso de enfriamiento. 
¿Cuál es la diferencia entonces entre estos procesos? 
La diferencia radica en que: 
 Los dos primeros procesos son espontáneos, ocurren naturalmente sin que 
se tenga que realizar trabajo, mientras que, 
 En los dos últimos casos no son espontáneos y es necesario realizar 
trabajo. 
 
La descripción de la espontaneidad de los procesos viene dada por la segunda ley de la 
termodinámica, la cual puede expresarse de diversas maneras. En principio describiremos la 
segunda ley de la termodinámica en relación a las máquinas térmicas, luego lo haremos utilizando 
la función de estado llamada la entropía. 
https://www.youtube.com/watch?v=ShxPfRPRKZ8
https://www.youtube.com/watch?v=mlf82Q0hKrA
 
75 
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Fisicoquímica 
 
“No es posible ningún proceso termodinámico, en el cual el único resultado sea 
absorción de calor de un reservorio y su completa conversión en trabajo” William 
Thomson 1850. 
La segunda ley de la termodinámica tiene su origen en el trabajo desarrollado por el ingeniero 
Frances Sadi Carnot en 1824, quien publicó un libro llamado Reflexiones Sobre La Potencia Motriz 
del Fuego. En su libro Carnot indicaba que para que: 
Una máquina térmica produjera trabajo mecánico continuo, debía intercambiar 
calor de un cuerpo caliente y transfiriéndolo a un cuerpo frio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TIPS 
¿SABIAS QUÉ? 
Carnot considerado como el padre de la termodinámica, murió en 
1832 por la enfermedad de colera. Aunque las ideas de Carnot fueron 
determinantes para el desarrollo de la termodinámica, en principio 
no tuvieron gran acogida, porque se basaban en la teoría del calórico. 
Sin embargo, notas encontradas después de su muerte revelan que 
no estaba convencido de dicha teoría y que consideraba el calor 
simplemente como potencia motriz. Entre 1851-1855 Rudolf 
Claussius y Wulliam Thomson corrigieron el trabajo de Carnot 
permitiendo el desarrollo de la termodinámica tal y como la 
conocemos hoy día. 
 
Cilco de Carnot Sadi Carnot (1796-1832) 
 
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Fisicoquímica