TERMODINAMICA

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Termodinámica
La Termodinámica estudia la energía y sus transformaciones. 
Para su estudio es conveniente repasar los siguientes 
conceptos:
Universo: nosotros y todo lo que nos rodea
Sistema: porción del universo que se aísla para su estudio
Entorno o alrededores: lo que rodea al sistema.
Los sistemas se clasifican según si intercambian o no materia 
y energía con sus alrededorLes en:
Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio.
Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo
Abierto Cerrado Aislado
Tipos de sistemas
Puede
intercambiar
Materia
Energía
Materia
Energía
Materia
Energía
Sistema Intercambio de materia Intercambio de energía
Abiertos si si
Cerrados no si
Aislados no no
Ejercicio1
Analice detalladamente cada uno de los 
siguientes sistemas, clasifíquelos en abiertos, 
cerrados o aislados
a) Café en un termo de buena calidad
b) Un termómetro con mercurio
c) Nafta que se quema en un motor de un auto
d) Una planta en flor
Energía capacidad para realizar un trabajo, puede 
tener diferentes formas como energía cinética, 
potencial, química, etc. Todas las formas de energía 
pueden transformarse una en otra y pueden producir 
trabajo
Calor y trabajo: Son formas de energía en tránsito, es 
decir que la energía que se transfiere de un sistema a 
otro lo hace en forma de calor o de trabajo.
Vamos a adoptar la denominada convención egoísta 
de signos que considera que “todo lo que entra al 
sistema es positivo” y “todo lo que sale del sistema 
es negativo”
Q>0(+) calor absorbido por el sistema
Q<0 (-) calor desprendido por el sistema
w>0 (+) trabajo realizado sobre el sistema
w<0(-) trabajo realizado por el sistema
Primer principio de la Termodinámica:
“La energía de un sistema de masa constante 
no se crea ni se destruye, solo se transforma 
en una u otra forma de energia
Energía entregada por el sistema= Energía 
absorbida por entorno y viceversa
Para caracterizar termodinámicamente un sistema necesitamos conocer sus 
funciones de estado, que son parámetros del sistema cuya variación solo depende 
de los estados inicial y final. Algunas ya estudiamos en el tema de gases. como 
presión (P), temperatura (T), volumen (V). Ahora veremos: energía interna (E), 
entalpía (H), entropía (S) y energía libre de Gibbs (G).
Estos parámetros pueden variar a lo largo de un proceso 
(por ejemplo, en el transcurso de una reacción química
Función de estado
Energía Interna
Energía interna E
• Función de estado
• Magnitud extensiva
•Depende de la temperatura
•La variación está relacionada con en calor intercambiado a V cte
Energía Interna “E”: es la energía total (cinética y potencial) asociada 
con los enlaces químicos, las atracciones intermoleculares, energía 
cinética de las moléculas, etc. Es una función de estado, extensiva y 
depende de la temperatura. 
Primer principio de la Termodinámica:
Basándonos en la primera ley de la termodinámica, 
la variación de la energía interna de un sistema 
cerrado que sólo intercambia energía en forma de 
calor y trabajo:
∆𝑬 = 𝒒 + 𝒘 donde “q” es calor y “w” trabajo
Para un sistema aislado
∆𝑬 = 𝟎
Ecuacion derivadan de la primera ley TD
Pint Pext
dV
VPW ext dd −=
DE = q - PDV
DV=0 no hay trabajo
Magnitud del trabajo = fuerza * distancia = F * Δh
Magnitud del trabajo = F * Δ h = P * A * Δ h = P * Δ V 
Puesto que el sistema (el gas confinado) está 
realizando trabajo sobre el entorno, el signo 
del trabajo es negativo: w = -P ΔV
Ahora bien, si el único tipo de trabajo que 
puede efectuarse es trabajo P-V, podemos 
sustituir la ecuación 
Δ E = q + w = q - P Δ V
Cuando una reacción se efectúa en un 
recipiente de volumen constante (ΔV = 0), el 
calor transferido es igual al cambio de energía 
interna.
Δ E = qv (volumen constante)
El subíndice v indica que el volumen es 
constante. 
H ≡ E + PV
Entalpía
H
• Función de estado
• Propiedad extensiva
• Unidades de energía
);VP(VQVPQWQUUU 12p
V
Vp12
2
1
−−=−=+=−=D d
Relación entre DH y DE
DH = DE + D(PV)
Si P=cte
DH = q+w + PDV DH = qp
Se define
Se considera como único trabajo el de expansión w= -PDV
Un calorímetro con presión constante mide el cambio de entalpia
Se usan para determinar los calores de reacción 
A P CTE Qp= variación de entalpia de la reacción Qp= nCPΔT=ΔH
Qp= CΔT=ΔH
El calor generado en la reacción 
aumenta la temperatura en una 
reacción exotérmica
Si W= cte
Qv= variación de energía interna de 
reacción
Qv=nCv
BOMBA CALORIMETRICA
2- a) Considere los siguientes cambios
i. H2O (l) ↔ H2O (g)
ii. 3 O2 (g) ⎯→ 2 O3 (g)
iii. Na2SO4 10 H2O (s) ⎯→ Na2SO4 (s) + 10 H2O (g)
iv. H2 (g)+ Cl2 (g) ⎯→ 2 HCl (g)
A presión constante, ¿en cuáles de los procesos anteriores el
sistema hace trabajo sobre su entorno? ¿En cuáles lo hace el
entorno sobre el sistema? ¿En cuáles no se intercambia trabajo?
3- a) Un gas ideal se expande y realiza trabajo sobre su entorno de 1,55kJ. 
Al mismo tiempo, absorbe 1,32kJ de calor de sus alrededores. El cambio de energía 
interna del gas es:
i) 0,23kJ ii) – 0,23kJ iii) – 2,87 kJ iv) 2,87kJ
b) Se introducen dos gases en un recipiente a temperatura ambiente y presión 
constante. Cuando ambas sustancias reaccionan liberan al entorno 165kJ, 
realizando un trabajo sobre el sistema de 92,5 kJ ¿Hay variación en la energía 
interna del sistema? Justifique.
DE = q + w
La energía interna en TD es la capacidad de un sistema para realizar 
trabajo, su reserva total de energía es la energía interna.
NO PODEMOS determinar el valor absoluto 
Lo que se mide es el CAMBIO de energía interna
Teniendo presente la relación entre el cambio de entalpia y el cambio de 
energía interna, calcule el Δ𝐸 para los siguientes procesos físicos y químicos en 
CNPT.
a) H2O(l) ⎯→ H2O (g) Δ𝐻=+44.4𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
b) N2 (g) + 2 H2 (g) ⎯→ N2H4 (l) Δ𝐻=+51𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
EJERCICIO 6
Para analizar procesos de calentamiento o enfriamiento, debemos 
diferenciar dos tipos de calores: calor sensible y calor latente
Calor Sensible: es el calor involucrado en los cambios 
de temperatura
𝑞𝑠𝑒𝑛𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒 = 𝑚 ∙ 𝑐𝑒 ∙ ∆𝑡
donde “m” es la masa, “ce” es el calor específico de la sustancia 
involucrada y ∆t es la diferencia de temperatura entre el estado final y el 
estado inicial del sistema (tf – ti).
Calor específico: es la cantidad de calor que hay que entregarle a 1 g de 
sustancia para cambiar su temperatura en 1°C energía / (g °C). El valor 
del calor específico depende de la sustancia y de su estado de 
agregación.
Capacidad calorífica de una sustancia (𝐶 = 𝑚 ∙ 𝑐𝑒): es la cantidad de 
calor necesaria para elevar un 1°C la temperatura de una cierta cantidad 
de sustancia (energía / °C) 
Calor Latente (  ): es el calor involucrado en los 
cambios de estado de agregación (o de fase) de una 
sustancia. Su valor depende de la sustancia y del 
cambio de fase.
𝑞𝑙𝑎𝑡𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑚 ∙ 𝜆 𝑜 𝑞𝑙𝑎𝑡𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑛 ∙ 𝜆
donde m es la masa (en g) (n: cantidad de materia, 
moles) y  es el calor latente específico por unidad de 
masa (o por mo). Generalmente se expresan en kJ/g (o 
kJ/mol). Están tabulado
Calor
Unidad S.I.: Joule (J)
Múltiplos: kJ, MJ, GJ
Otras: cal, Kcal (= Cal)
4- a) Al suministrar una kilocaloría a 200 g de hierro, la temperatura 
aumenta en 46,7 °C. El calor específico del Fe es, en cal/ (g °C):
i) 0,107 ii) 0,562 iii) 3,000 iv) 2,107
b) El calor latente del sodio es 620 cal/mol. La cantidad de calor, en Joules, que se 
requieren para fundir 69 g de sodio en su punto de fusión es:
i) 2000 ii) 7782 iii) 5188 iv) 3508
TERMOQUIMICA
• Los cambios energéticos durante los 
procesos químicos
• El intercambio energético entre el sistema 
reactivo y el entorno
• Los calores de las reacciones quimicas
Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan 
energía. El calor es la forma de energía más 
comúnmente absorbida o liberada en las reacciones 
químicas. El estudio de los cambios de calor en las 
reacciones químicas se llama Termoquímica. 
Entalpía de Reaccióna A + b B + …. c C + d D + …. 
Es una cantidad extensiva, que depende de n, la T, la P y 
del estado de agregación de las sustancias
Entalpía de reacción estándar (DHrº): variación de entalpia 
en condiciones estándar a 298 K y 1 atm de presión.
ECUACIONES TERMOQUIMICA
• Las formulas de las sustancias ( Reactivos y productos)
• Coeficientes estequiométricos de cada sustancia que 
balancea los átomos
• El estado físico o alotrópico de reactivos y productos
• La cantidad de calor puesta en juego
H2(g)+1/2 O2(g)-----------------H2O(l) ΔH=-285kJ
H2(g)+1/2 O2g)------------------H2O(g) ΔH=-241kJ
CAMBIO DE ENTALPIA DE UNA REACCION
• Exotérmicas DH0rea=Hpr-Hre<0)
• Endotérmicas DH0Rea=Hpr-Hre>0)
Reacciones
químicas
El calor de reacción se mide en un calorímetro
DH = +10 kJ DH = -10 kJ
endotérmico
exotérmico
Entalpía estándar de formación 
Estado estándar de una sustancia: su forma pura a 1 bar 
y una temperatura determinada (generalmente 298K).
Entalpía estándar de formación (DHfº) de una sustancia: es el calor 
intercambiado a presión constante en la formación de un mol de una sustancia en 
su estado estándar a partir de sus elementos en su estado estándar.
(Unid: kJmol-1 , kcal-mol-1)
Por convención, el calor de formación de los elementos y sustancias simples, 
en sus estados de agregación más estable, a 298K y 1 at de presión, se les 
asigna el valor CERO.
DHfº (elemento en su estado más estable) = 0
2C(gr)+3H2(g)+ 1/2O2(g)---------C2H5OH(l) ΔH
0f=-227,7kJ/mol
Ley de Lavoiser Laplace
Los valores de DH para dos reacciones inversas son iguales 
en magnitud pero de signo opuesto
H2O (l) H2 (g) +1/2 O2 (g) DH = +285,8 kJ
H2 (g) +1/2 O2 (g) H2O (l) DH = -285,8 kJ
El cambio energético que acompaña a una reacción química es de
magnitud igual, pero de signo opuesto al que va asociado a la reacción de
sentido opuesto.
El calor de la reacción inversa es igual en valor pero de signo
contrario que el calor de la reacción directa
ENTALPIA….CALOR A PRESION CONSTANTE 
LIBERADO O ABSORVIDO
Como se calcula de la entalpia de una reacción 
química?
∆𝑯𝑹𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊ó𝒏
𝟎 = ∑𝒏 △𝑯𝒇
𝟎
𝑷𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔
− ∑ 𝒏 △𝑯𝒇
𝟎
𝑹𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔
La entalpía es una Función de Estado,
por lo que la variación de entalpía de un
proceso químico es igual a la suma de
las variaciones de entalpía de cada una
de los etapas en que se realiza el
proceso, es decir, solo depende del
estado inicial y del estado final
LEY DE HESS
MAS FUNCIONES DE ESTADO…
ENTROPIA
Ejercicio 9
Sin consultar las tablas de entropía, prediga el signo 
de DS para cada uno de los siguientes procesos:
• N2 (g) + 2O2 (g) ⎯→ 2NO2 (g) como hay 
menos moles de gas en los productos, DS˂0
• Br2 (g) ⎯→ Br2 (l) como se pasa de gas a 
liquido hay menor desorden DS < 0
• Desalinización del agua de mar. Los procesos de 
disolución ocurren con aumento de entropía, la 
desalinización seria el proceso contrario por lo 
tanto DS < 0
• La evaporación del agua de la ropaDS > 0
Segunda ley de la Termodinámica.
“En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a 
aumentar siempre”.
DSuniverso = DSsistema + DSentorno  0
> 0 𝑃𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠𝑜 𝐼𝑟𝑟𝑒𝑣𝑒𝑟𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒
𝑆U𝑛𝑖𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜 = 0 𝑃𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠𝑜 𝑅𝑒𝑣𝑒𝑟𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒
< 0 𝑃𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠𝑜 𝐼𝑚𝑝𝑜𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒.
La S (entropía) es una función de estado que, evaluada para todo el universo 
aumenta en una transformación irreversible.
Permanece constante o su variacion es cero en una transformación reversible
La entropía de un 
gas es mucho mayor 
que la de un líquido o 
sólido
• Ssólido Slíquido Sgas
La entropía S es una magnitud que mide el grado de desorden molecular 
de un sistema físico o químico
Es una función de estado
Extensiva
Su variación en cualquier transformación 
sólo depende de los estados inicial y final
So representa la entropía estándar de una sustancia a 1 atm
Para una reacción química DS0m = S
0
m p - S
0
m r
Calcule la variación de entropía para las siguientes 
reacciones y clasifíquelas en espontáneas o no 
espontáneas (consulte tablas) 
2 C (s) + 3 H2 (g)+ ½ O2 (g) ⎯→ C2H5OH (l)
C (diamante) + O2 (g) ⎯→ CO2 (g)
Ejercicio 10
espontáneo
∆𝐺𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
0
= ∑𝑛 △ 𝐺𝑓
0
𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠
− ∑ 𝑛 △ 𝐺𝑓
0
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
Se define la energía libre de formación de un compuesto en 
condiciones de T= 25°C y P= 1 atm, el cambio de energía libre 
necesario para formar un mol del compuesto a partir de los 
elementos en estado fundamental es esas condiciones estándar de 
presión y temperatura. La variación de energía libre en un proceso 
químico se define como
ENERGIA LIBRE PARA UNA REACCION QUIMICA
Considere para el proceso: 
H2O(s) ⎯→ H2O (l), DH = +1436 cal/mol y DS = 5,26 cal/(K mol)
a) Calcule DG para este proceso a – 10 °C. ¿Qué estado es estable a 
esta temperatura (sólido o líquido)?
b) Calcule DG para el proceso a +10 °C. ¿Qué estado es estable a 
esta temperatura?
c) Calcule la temperatura a la cual DG = 0 ¿Qué importancia física 
tiene esta temperatura?
Ejercicio 12
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	Diapositiva 52
	Diapositiva 53: Ejercicio 9
	Diapositiva 54: Segunda ley de la Termodinámica.
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