01- termoquimica 1 ley

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TERMOQUÍMICA
Algunas definiciones
SISTEMA es la porción del 
universo que es objeto de 
estudio. 
Puede ser cualquier objeto, 
cantidad de materia, región del 
espacio, etc. 
Todo lo que rodea a nuestro 
sistema se convierte en el 
ENTORNO del sistema (o 
alrededores).
El sistema y su entorno forman 
el UNIVERSO.El Sistema puede ser: abierto
(intercambia materia y energía), 
cerrado (no intercambia materia, 
pero si energía. Por ejemplo un 
termómetro) o aislado (caso 
ideal, no intercambia materia ni 
energía)
Estado de un sistema 
• Son las condiciones en las que se encuentra 
un sistema, considerando la totalidad de las 
propiedades macroscópicas (P, T, V, 
composición, etc.) que lo caracterizan.
• Las propiedades que determinan el estado 
de un sistema son llamadas funciones de 
estado, son propias de ese estado e 
independientes de la forma en que el 
sistema llegó hasta él .
• Proceso: es el camino entre dos estados. 
Ejemplo: procesos isotermicos (T 
constante), isobaricos (P constante), 
isocoricos (V constante), etc.
Estado de equilibrio
• Un sistema está en equilibrio termodinámico cuando no se observa 
ningún cambio en sus propiedades termodinámicas a lo largo del tiempo 
(T, P, V etc. permanecen constantes). 
Energía interna 
• La energía de un sistema, U, tiene componentes de energía cinética y 
energía potencial, de las moléculas, átomos y partículas subatómicas que 
constituyen el sistema, es decir:
U = Ec (cinetica) + Ep (potencial) 
• La energía cinética interna es la suma de la energía cinética de todas las 
partículas del sistema, y se asocia al movimiento de las mismas
• La energía potencial interna es la suma de la energía asociada a las 
interacciones de todas las partículas entre sí. 
• Es importante remarcar, que solo las diferencias de energía, en vez de 
los valores absolutos, son mensurables. 
Energía interna Distintos modos de movimientos de las 
moléculas: traslacional, rotacional y 
vibracional
Factores que afectan la energía potencial
Calor y trabajo
• Son formas de intercambio de energía
entre el sistema y elentorno 
• NO SON FUNCIONES DE ESTADO 
dependen del camino o proceso por el cual 
el sistema pasa de un estado a otro.
• TRABAJO:
Cuando un sistema sufre una 
transformación, este puede provocar 
cambios en su entorno. 
Si tales cambios implican el 
desplazamiento (variación) de las fuerzas 
que ejerce el entorno sobre el sistema, 
entonces se produjo trabajo 
Trabajo (W)
• Dependiendo del origen físico de las fuerzas aplicadas al sistema se 
distinguen diferentes formas de trabajo realizado (mecánico, eléctrico, 
etc.). 
• Por convención se considera que el trabajo realizado por el sistema es 
negativo y el trabajo efectuado sobre el sistema es positivo:
• W>0 si el trabajo se efectúa sobre el sistema (+)
• W<0 si el trabajo lo efectúa el sistema sobre el entorno (-)
• Trabajo mecánico El trabajo mecánico ocurre cuando una fuerza F que 
actúa sobre el sistema lo mueve a través de una distancia l. Tal como en 
mecánica este trabajo se define por: 
W = F x l 
Calor (Q)
El calor, es la energía que se transfiere entre un sistema y su entorno, como 
consecuencia de una diferencia de temperatura entre los mismos. La transferencia 
ocurre desde el cuerpo más caliente al más frío. 
Cuando se agrega energía en forma de calor a un sistema, se almacena como energía 
cinética y potencial de las partículas microscópicas que lo integran. 
•El calor añadido (absorbido) a un sistema es positivo 
•El calor extraído (liberado) de un sistema es negativo. 
PRINCIPIO CERO DE LA TERMODINÁMICA
Si dos sistemas distintos están en 
equilibrio termodinámico con un 
tercero , también tienen que estar en 
equilibrio entre sí y por lo tanto 
deben tener la misma 
temperatura. 
La transferencia de calor o 
energía, siempre será desde el 
cuerpo de mayor temperatura, 
hacia el de menor temperatura, 
hasta que ambas se iguales
Calorimetría 
Algunas definiciones
Caloría: es la cantidad de calor necesaria 
para aumentar la temperatura de 1 gramo de 
agua de 14,5 °C a 15,5 °C a la presión de 1 
atmósfera (Presión normal). 
Capacidad calorífica de un cuerpo (C): es 
la relación entre la cantidad de calor (Q) 
recibida por un cuerpo y la variación de 
temperatura (ΔT) que éste experimenta. 
C = Q/∆T
Así, la capacidad calorífica es una 
característica de cada cuerpo y representa su 
capacidad de recibir o ceder calor. (depende 
de variables que no estudiaremos)
¿Qué es y para que sirve? Por 
medición de cambios en las 
funciones de estado en un proceso, 
se puede obtener información del 
sistema
Calorimetría 
Calor específico (c): es el cociente entre la capacidad calorífica (C) de un 
cuerpo y su masa (m). 
El calor específico es una característica propia de la o las sustancias que 
constituyen el cuerpo, en tanto que la capacidad calorífica(C) depende de la 
masa (m) y de la sustancia que constituye el cuerpo.
c = Q/m ∆T
Puede medirse a P o V constante, definiéndose de esta manera:
cv: calor específico a volumen constante
cp: calor especifico a presión constante
Calorimetría 
CALORÍMETRO
Es un elemento de laboratorio 
donde se pueden hacer 
mediciones calorimétricas.
Hay de diversos tipos, pero 
tienen en común que no 
permiten el intercambio de 
energía con el entorno
Calorimetría 
Q abs= m Cp H2O ∆T = 50,0 g x 1 cal g-1 ºC-1 x (28,8-22,0) ºC = 340 cal
Q ced= m Cp Pb ∆T = 150,0 g Cp Pb (28,8 – 100,0) ºC = -340 cal 
Cp Pb= 0,032 cal g-1 ºC-1
El sistema está aislado 
del ambiente por lo 
que el calor cedido por 
el plomo es absorbido 
por el agua
PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA
La energía total del universo permanece constante 
La energía total de cualquier sistema aislado se conserva
∆U = Q + W
Recordemos que la energía interna 
U, es una función de estado. 
Si un sistema recibe energía en 
forma de trabajo, aumenta su 
energía interna subiendo su 
temperatura y/o puede ceder calor 
al entorno.
O al revés, un sistema que recibe 
energía en forma de calor, 
aumenta su energía interna, sube 
su temperatura y puede realizar un 
trabajo sobre el entorno
PRIMER PRINCIPIO
Algunos casos
ΔU = Q + W 
1) Si solo es posible trabajo de expansión y el proceso ocurre a volumen constante, no 
es posible efectuar trabajo PV (ej bomba calorimétrica) W=0
ΔU = Q v 
Recordando la definicion de calor especifico 
ΔU = n Cv ΔT 
2) Si sólo se puede realizar trabajo de expansión, y el proceso ocurre a presión 
constante: 
ΔU = Q - Pext.ΔV 
Lo que lleva a una nueva función de estado, la entalpia (H)
Entalpia (H)
Se define una nueva función de estado:
Entalpía: 
H = U + P.V
La variación de entalpia será entonces
ΔH = ΔU + Δ(PV) 
Como Δ(PV) = ΔP.V+ P.ΔV, si la presión es constante ∆P=0
ΔH = ΔU + P.ΔV 
=> ΔH = Q p 
ΔH = n Cp ΔT 
La entalpia es el calor intercambiado a presión constante
Entalpia (H)
Cambios de estado
Si un mol de sustancia experimenta un cambio de estado a P cte, el calor 
liberado o absorbido en el proceso será igual a la variación de entalpía . 
S --->L ΔH fusión
L --->V ΔH vaporización
S--->V ΔH sublimación
H2O(l) ----> H2O(v) ΔHv = 44,0 kJ mol-1 a 298 K 
Termoquímica
La Termoquímica estudia los cambios de calor que acompañan a 
las reacciones químicas. 
Las reacciones químicas pueden ocurrir a presión constante (presión 
atmosférica), o bien a volumen constante (el del recipiente donde se estén 
realizando). 
Proceso a presión constante 
El calor intercambiado en el proceso (Qp) es equivalente a la variación de 
entalpía de la reacción. 
Q p = ΔH reacción 
Proceso a volumen constante 
El calor que se intercambia en estas condiciones (Qv) equivale a la variación 
de energía interna de la reacción. 
Q v = ΔU reacción 
Termoquímica
Reacción endotérmica
Es un proceso que 
absorbe energía. Ejemplo: 
descomposición del agua
Reacción exotérmica
Es un proceso que 
absorbe energía. Ejemplo: 
combustión de un 
hidrocarburo
Termoquímica
Relaciónentre ΔH y ΔU de reacción 
La entalpía se define por la expresión: H = U + PV.
En reacciones con fases condensadas (sólidos y líquidos) los cambios de 
volumen que puedan experimentar son mínimos. Es por ello que se 
considera el término PV despreciable, y mucho más su variación. Por lo 
tanto, el término se anulará y se tiene que: 
∆U ≈ ∆H
Sin embargo, si en la reacción participan fases compresibles (gases), el 
término PV sufrirá un importante cambio. Considerando que estos gases se 
comportan idealmente, se cumplirá la ecuación de estado PV = nRT y 
resulta que: 
ΔH = ΔU + Δn RT
En donde Δn es el cambio en el número de moles gaseosos en la reacción
Termoquímica
Considerando ahora una reacción general, del tipo: 
aA + bB ----> cC + dD 
el cambio de entalpía asociado ΔH reacción vendrá dado por la diferencia entre los estados 
final e inicial, es decir, entre los productos y los reactivos: 
ΔH reacción = H productos –H reactivos 
Teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos, se puede descomponer como: 
ΔH reacción = c.H molar(C) + d.H molar(D) – a.H molar(A) – b.H molar(B)
Generalizando para una reacción en la que intervienen varios reactivos y productos, cada 
uno con su coeficiente estequiométricos (νi), resulta: 
ΔH reacción = Σ νi H molar,i
Termoquímica
El calor liberado o absorbido en una reacción química depende del estado físico de los 
reactivos y de los productos. Por ello se definen condiciones estándar que se puedan usar 
para informar las entalpías de reacción. 
Estado estándar para sustancias sólidas ó liquidas: es la forma pura de la 
sustancia a la presión de 1 atmósfera. 
Para un gas, el estado estándar es a P = 1 atm, en una temperatura de 25ºC y con 
comportamiento ideal. 
El cambio de entalpía que acompaña a una reacción en la que los reactivos y productos se 
encuentran en condiciones estándar se denota como ΔHºr .
Las entalpías estándar se tabulan y, por lo tanto, se puede calcular ΔHºr a partir de 
ellas: 
ΔHºr= Σ ν∆Hº(productos) - Σ ν∆Hº(reactivos)
que corresponde al calor que se desprende cuando los reactivos, en estado puro, separados 
y en condiciones estándar, se transforman en sus productos puros, separados y en 
condiciones estándar. 
Termoquímica
¿Cuáles son las variaciones de entalpias que se encuentran tabuladas?
Entalpía de formación
Se define la entalpía de formación (ΔHºf) de un compuesto como el cambio 
de energía que acompaña a la formación de un mol de ese compuesto a 
partir de sus elementos constitutivos separados, en condiciones estándar. 
ΔHºf de un elemento = 0 
(no existe variación de 
entalpía para formar ese 
elemento a partir de sí 
mismo) 
Termoquímica
Ley de Lavoissier – Laplace
Consecuencia directa de la primera ley de la termodinámica, si se invierte 
la dirección de una reacción química, su ΔH cambia de signo 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H10 = –285,8 kJ
Si la invertimos,
H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) ∆H10 = +285,8 kJ
Termoquímica
El ΔH es una propiedad extensiva, pues el calor intercambiado depende de la 
cantidad de materia
Si una reacción se multiplica por un coeficiente, el valor de ΔH también debe ser 
multiplicado por el mismo número 
N2(g) + O2(g) -----> 2 NO(g) ΔH= 180,50 kj 
½ N2(g) + ½ O2(g) ----- > NO (g) ΔH= ½ x 180,50 kJ = 90,25 kj 
Termoquímica
Ley de Hess
“Si una reacción química 
ocurre en varias etapas, la 
entalpía de reacción global es 
también la suma algebraica 
de las variaciones de entalpía 
de cada etapa." 
Termoquímica
Ejemplo
Se necesita conocer la entalpía de formación del gas metano y se conocen las entalpías de 
las siguientes reacciones: 
1
2
3
Haciendo (1) + (2) - (3) se obtiene la reacción de formación de metano
El ∆H de la misma es: (-393,5) + (-571,6) – (-890,4) = -74,7 Kj/mol
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	Algunas definiciones
	Estado de un sistema �
	Estado de equilibrio
	Energía interna 
	Energía interna 
	Calor y trabajo
	Trabajo (W)
	Calor (Q)
	PRINCIPIO CERO DE LA TERMODINÁMICA
	Calorimetría 
	Calorimetría 
	Calorimetría 
	Calorimetría 
	PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA
	PRIMER PRINCIPIO
	Entalpia (H)
	Entalpia (H)
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