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1. Manuel Páez
UNIVERSIDAD DE CORDOBA
FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
PROGRAMA DE QUÍMICA
Curso: Fisicoquímica I
Manuel Páez

2. CAPITULO 3. ENERGÍA Y PRIMERA LEY
DE LA TERMODINÁMICA. (24horas)
3.1. Conceptos básicos: Calor, trabajo y energía interna.
Ley de equilibrio térmico.
3.3. Formulación de la primera ley de la termodinámica.
3.4. Trabajo, clases de trabajo: de expansión y compresión.
3.5. Cantidades máximas y mínimas de trabajo.
3.6. Transformaciones reversibles e irreversibles.
3.8. Calor. Comparación entre calor y trabajo.
Primera ley de la termodinámica.
3.10. Cambios energéticos en relación con cambios en las propiedades
del sistema.
3.11. Cambios de estado a volumen y presión constante.
3.12. Experimentos de Joule – Thomson.
3.13. Relación entre Cp y Cv.
3.14. Cambios adiabáticos de estado.
3.15. Aplicación de la primera ley de la termodinámica a Rx químicas.
Calores de reacción.

3. LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA
o Ley de equilibrio térmico.
“Cuando dos cuerpos están
en equilibrio térmico con un
tercero, estos están a su vez
en equilibrio térmico entre sí.”
Si tenemos dos objetos en contacto, uno
más caliente que otro, a medida que el
tiempo transcurra ambos tenderán a
alcanzar la misma temperatura y, si no hay
pérdida de calor hacia otros objetos, en
adelante mantendrán un equilibrio térmico, o
sea, una temperatura constante.
Fuente: https://concepto.de/equilibrio-
termico/#ixzz6HR55bsiw

6. ENERGÍA Y PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.
En termodinámica se examinan las
transformaciones mutuas de calor y de
diferentes tipos de energía.
La termodinámica clásica es una ciencia deductiva
Esta con ayuda del aparato matemático: tres postulados o principios de
partida(basada en numerosas observaciones), examina diferentes problemas
El primer principio, es
la ley de la
equivalencia de la
energía. Permite
expresar diferentes
tipos de energía con
ciertas magnitudes
equivalentes
El segundo principio, es la ley
sobre el sentido del proceso y
da la posibilidad de
pronosticar, si el proceso
tendrá lugar en determinado
sentido en las condiciones
dadas.
El tercer principio, es la
ley sobre el valor
absoluto de la entropía.
Permite ejecutar los
cálculos de los
equilibrios químicos, sin
reproducir estos
equilibrios
experimentalmente.

7. La noción de energía, en su acepción moderna, data de la segunda mitad del
siglo XIX, y se vincula al descubrimiento de la ley de la conservación y de la
transformación de la energía. Engels colocaba este descubrimiento entre las tres
grandes adquisiciones de la ciencia del siglo XIX que hicieron progresar a pasos
de gigante el conocimiento y el encadenamiento de los procesos naturales. Esta
ley desarrolla y concreta la ley general de la conservación de la materia y del
movimiento formulada por Lomonósov . Para Engels y para Lenin, los conceptos
de energía y de movimiento son nociones del mismo orden. A las formas
específicas del movimiento, físicas y químicas, cualitativamente diferentes,
corresponden formas determinadas de energía: mecánica, térmica,
electromagnética, química, &c. El concepto de energía traduce el carácter
indestructible, desde el punto de vista cuantitativo y cualitativo, del movimiento
material, su aptitud para metamorfosis perpetuas. La energía se conserva
cuantitativamente, no puede ser aniquilada. Todas las especies de energía se
transforman las unas en las otras. Por eso, Engels dice que la ley de la
conservación y de la transformación de la energía es la ley fundamental del
movimiento, la ley absoluta de la naturaleza.
Lectura: Energía

8. La transformación de la energía se opera fuera e independientemente de
la conciencia. La energía no existe sin los objetos materiales. Lenin
estima que la tentativa de concebir la energía al margen de la materia
equivale a la tentativa idealista de concebir el movimiento sin la materia.
La física moderna ha mostrado que la energía está indisolublemente
ligada a la masa de los cuerpos. La ley de la correlación masa-energía es
una de las leyes fundamentales de la física moderna, y constituye una
nueva confirmación de la ley de Lomonósov. Los idealistas se esfuerzan
en separar la energía de la materia, en declarar “inexistente” a la materia,
en representar a la energía como la “substancia universal única”.
Interpretan la energía en sentido subjetivista, haciéndola derivar de la
conciencia.
Tomado de Diccionario filosófico abreviado · 1959:155-156.
http://www.filosofia.org/enc/ros/energi.htm

9. LA ENERGÍA. LEY DE CONSERVACIÓN Y
TRANSFORMACIÓN DE LA ENERGÍA
El movimiento es una propiedad
inalienable (atributo) de la materia
Este se manifiesta de diferentes maneras
Las cuales pueden pasar de
una forma a otra
La energía es una medida del movimiento
de la materia

10. Conceptos básicos: Calor, trabajo y
energía interna. Ley de equilibrio
térmico.
Calor y trabajo: son dos formas diferentes de energía, las
cuales se “distinguen” por su efecto sobre las moléculas
del entorno
Calor.
Es la medida del
movimiento
transmitido por
medio de choques
caóticos de
moléculas de dos
cuerpos en
contacto, es decir,
por
termoconductividad
y simultáneamente
por irradiación.
Trabajo.
Es la medida general del
movimiento transmitido por la
traslación de masas que
abarcan gran cantidad de
moléculas, bajo la acción de
ciertas fuerzas. Tales como la
elevación de un cuerpo en un
campo gravitacional, el paso
de cierta cantidad de
electricidad desde un
potencial electroestático
grande a otro menor.

11. SISTEMA
TRABAJO
CALOR
• El calor y el trabajo son
medidas de dos formas
complejas del
movimiento de la materia
y hay que considerarlas
como formas de energía.
El calor y el trabajo (c/u por separado) no tienen la
propiedad de función de estado, como si lo tiene la
energía interna.
El calor y el trabajo de un proceso, que lleva al
sistema del estado 1 al 2, dependen, de la trayectoria
del proceso.
Las magnitudes
no son diferenciales de la función de estado, sino que
son simplemente magnitudes infinitesimales, que
llamaremos calor y trabajo elemental.
W
y
Q 

De esta manera el dU de la energía interna tiene propiedades matemáticas
distintas que:
W
y
Q 


12. Signos del calor y el trabajo
Uno de los criterios de signos que se suele utilizar en
termodinámica para evaluar los intercambios de energía
entre un sistema y su entorno, en forma de calor y
trabajo, según la IUPAC (International Union of Pure and
Applied Chemistry), es el siguiente:

13. Energía Interna.
Es aquella energía, que en
forma oculta se encuentra en
cada cuerpo y está causada
por el movimiento de las
moléculas, los átomos y sus
componentes.
Es igual a la energía
total excluyendo la
energía cinética y la
potencial del
sistema como un
todo entero.
Toda la reserva de energía interna está formada por la energía de los movimientos
de translación, oscilatorio y giratorio de todos los componentes elementales de la
sustancia y también por las energías de su interacción, si está tiene lugar.
Si pensamos en constituyentes atómicos o
moleculares, será el resultado de la suma de
la energía cinética de las moléculas o átomos
que constituyen el sistema (de sus energías
de traslación, rotación y vibración) y de la
energía potencial intermolecular (debida a las
fuerzas intermoleculares) e intramolecular de
la energía de enlace.
En un gas ideal monoatómico bastará
con considerar la energía cinética de
traslación de sus átomos.
En un gas ideal poliatómico, deberemos
considerar además la energía vibracional
y rotacional de las mismas.
En un líquido o sólido deberemos añadir
la energía potencial que representa las
interacciones moleculares.

14. Al cambiar el estado de un cuerpo o de un sistema varía la
energía interna. Si en el estado inicial 1 la energía interna era
U1 y en el estado final resultó ser U2, entonces la magnitud
DU=U2 – U1 se denomina cambio de energía interna.
La cantidad de
energía interna
depende
• De la masa
• De la
naturaleza
del cuerpo
• De su estado
(condiciones
externas)
El papel principal lo juegan
V, P, y T del cuerpo
Estos tres parámetros variables
determinan unívocamente el
estado termodinámico del cuerpo
y varían en mayor o menor grado
durante cualquier proceso
fisicoquímico.
Como la energía interna es una función de
estado, se puede expresar de cualquiera
de las tres formas siguientes:

15. Formulación de la primera ley de la
termodinámica
Se conoce también como ley de la conservación de la energía.
1. Proceso cíclico: Estado inicial = Estado final
DT = DP= DV = D U = DH = 0
Pero Q y W no necesariamente es cero
Para un proceso cíclico, la primera ley se define como:
 
 Q
J
W 

donde Q viene expresado en kcaloría y W en kJoule; J es la constante
de proporcionalidad y representa 0.2389 kJ/kcal
Si se expresa tanto el calor como el trabajo
en kJoule, la ecuación anterior se puede
escribir de la siguiente forma:
(1)

16. 0
final inicial A A
U U U U U
D     
Proceso Cíclico A→A
W Q
 
P
V
A
B
Es imposible realizar un
trabajo sin consumir una
energía

17. Equivalencia entre el calor y el trabajo.
Proceso cíclico
La relación constante de equivalencia entre el calor y el trabajo en sus transformaciones mutuas
fue establecida en los experimentos de Joule(1842-1867). El experimento típico de Joule consiste en
lo siguiente:
Un recipiente aislado térmicamente contiene
cierta cantidad de agua, con un termómetro para
medir su temperatura, un eje con unas paletas
que se ponen en movimiento por la acción de
una pesa, tal como se muestra en la figura.
La versión original del experimento, consta de
dos pesas iguales que cuelgan simétricamente
del eje.
La pesa, que se mueve con velocidad
prácticamente constante, pierde energía
potencial. Como consecuencia, el agua agitada
por las paletas se clienta debido a la fricción.
Si el bloque de masa M desciende una altura h,
la energía potencial disminuye en Mgh, y ésta
es la energía que se utiliza para calentar el
agua (se desprecian otras pérdidas).
Joule encontró que la disminución de energía potencial es proporcional al incremento de temperatura del
agua. La constante de proporcionalidad (el calor específico de agua) es igual a 4.186 J/(g ºC). Por tanto,
4.186 J de energía mecánica aumentan la temperatura de 1g de agua en 1º C. Se define la caloría como
4.186 J sin referencia a la sustancia que se está calentando.
http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/est
adistica/otros/joule/joule.htm

18. ANÁLISIS
sistema termodinámico:
peso +calorímetro +agua
Una masa M se eleva
hace girar una mezcladora
sumergida en el agua
Calienta el agua
registra
Termómetro:DT
El masa se eleva
Altura inicial
Realiza W, desde afuera
Eleva la energía sistema
Al sustraer calor: medio
Se enfría hasta T inicial
Experimento
mental:
invertir
el
proceso
El único resultado del ciclo descrito e la
toma de trabajo el medio circundante al
sistema y el paso a este medio de calor,
tomado del calorímetro.
La comparación de estas magnitudes
en unidades correspondientes
(correcciones) demuestra una
relación constante entre ellas, que no
depende el sistema.
http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/est
adistica/otros/joule/joule.htm

19. 2. Primera Ley de la Termodinámica: Proceso no cíclico:
La igualdad (1) expresada para los procesos cíclicos no se cumple, ya
que el sistema no regresa al estado inicial.
En lugar de esta igualdad, se puede escribir

20. Lo que significa que si
se agrega cierta cantidad
de calor a un sistema,
durante un proceso no
cíclico, para no
contradecir la primera
ley, este calor servirá
para aumentar la energía
interna del sistema y
para realizar algún
trabajo exterior.

21. PREGUNTAS

23. Trabajo, clases de trabajo: de expansión y compresión.
Trabajo en diferentes procesos
Propiedad común
Procesos energéticos
(trabajo)
Consumo de energía del sistema para superar
las fuerzas que actúan desde el exterior
Ejemplo: La traslación de una masa en un campo potencial
El trabajo (+) ej: de elevación de una
masa en el campo gravitacional.
El sistema recibe energía
Si el movimiento transcurre en contra
del gradiente de la fuerza
El sistema gasta la energía
Si el movimiento transcurre en el sentido
del gradiente de la fuerza
El trabajo (-) ej: expansión de un
sistema.

24. En el caso general, el trabajo elemental W es la
suma de varios trabajos elementales, algo
diferentes cualitativamente:
El trabajo de
expansión
El trabajo de
elevación de una
masa en el campo
gravitacional
El trabajo de una superficie de
separación s entre las partes
homogéneas de un sistema (fases):
El trabajo de carga
eléctrica  en un
campo eléctrico
Aquí p, w, ,  son las fuerzas en el sentido general ( fuerzas generalizadas) o
factores de intensidad; mientras que V, h, s,  son las coordenadas
generalizadas o los factores de capacidad.

25. 1) Proceso isocoro: V=cte  

 0
pdV
W
2) Proceso isobárico: p=cte  
1
2
2
1
V
V
p
pdV
W
V
V



 
Para muchos sistemas se puede limitar la serie de la
ecuación del trabajo elemental, a un solo término, o
sea, al trabajo de expansión.
El trabajo de expansión en diferentes procesos de
equilibrio se expresa por medio de diferentes
ecuaciones

26. 3) Proceso Isotérmico, T= constante. El trabajo de
expansión de un gas ideal, para el cual pV=nRT
1
2
ln
2
1 V
V
nRT
dV
V
nRT
W
V
V



 
4) Proceso Adiabático, Q=0. Un proceso que
transcurre sin intercambio de calor entre el sistema y
el medio circundante. El trabajo de un gas ideal, para
el cual
V
V
C
T
U











Donde Cv es la capacidad calorífica a volumen constante


 






dV
P
T
T
C
dT
C
dU
W
dU
W
ext
T
T
V
V
T
T
2
1
2
1
)
( 1
2


27. Cantidades máximas y mínimas de trabajo.
Procesos de equilibrio. Trabajo máximo
Procesos de equilibrio.
Procesos mecánicos que
transcurren sin rozamiento
Procesos idealizados que transcurren
infinitamente despacio: cuasiestáticos
Representación (Fig 1.2)
de un proceso de
expansión del sistema
Producida mediante la
disminución de la presión
externa
El transcurso del
proceso está
representado por la
línea quebrada inferior
Tras cada disminución
discontinua de la presión
externa sigue una disminución
discontinua del volumen
El proceso continua hasta que el
sistema a un estado de equilibrio (
señalado con el circulito).
El trabajo del proceso es igual al área bajo la curva.

28. El proceso contrario de
compresión se efectúa de la
misma manera y se representa
por la línea quebrada superior.
El sistema regresa al estado
inicial haciendo paradas en
los estados de equilibrio, a
los cuales corresponden los
puntos que hay en la misma
curva p-V,
El trabajo que se realiza sobre
el sistema, al comprimirlo es
mayor que el trabajo que
realiza el sistema al expandirlo.

29. En la figura 1.2.b
Se repite el mismo proceso,
pero los saltos de la presión
y volumen son aquí
menores.
Las curvas de los
procesos de expansión y
compresión se acercaron,
el número de paradas de
equilibrio aumentó
Es evidente que el trabajo realizado por el
sistema con mayor número de saltos de
presión es mayor que el trabajo realizado
con menor número de saltos de presión

30. Variando la presión consecutiva y
reiteradamente en una magnitud
infinitesimal, podemos realizar el
proceso de tal forma que el sistema se
encuentre en cada instante infinitamente
cerca del equilibrio
Finalmente
Entonces las líneas quebradas de los
procesos de expansión y compresión
estarán infinitamente cerca la una de la
otra, de la curva de equilibrio que está
encerrada entre ellas, figura c.
Evidentemente, en este
proceso el trabajo de
expansión realizado por el
sistema es máximo. Es
evidente, así mismo, que
semejante proceso transcurrirá
infinitamente despacio

31. • Aquel que ocurre de tal manera que tanto el sistema
como el medio ambiente pueden ser devueltos a sus
estados originales respectivos.
Procesos o transformación reversibles
e irreversibles
Procesos o
transformación
reversibles • Una transformación es reversible si se realiza
mediante una sucesión de estados de equilibrio del
sistema con su entorno y es posible devolver al
sistema y su entorno al estado inicial por el mismo
camino.
Ejemplos de procesos reversibles
1.- Expansión o compresión controlada (muy lenta) de un gas.
2.- Movimiento sin fricción.
3.- Deformación elástica de un sólido
Reversibilidad y equilibrio son equivalentes.

32. Procesos o
transformaciones
irreversibles
Existen procesos en los que el trabajo realizado sobre
el sistema se convierte en energía interna, bien de una
fuente térmica, bien del propio sistema.
Estos procesos, que se conocen con el sobrenombre
de disipativos (decimos que en ellos se “disipa”
energía), presentan, como vamos a ver, una
irreversibilidad que denominaremos irreversibilidad
mecánica externa.
El nombre de irreversibilidad mecánica externa hace
referencia al hecho de que es la energía producida por un
agente mecánico externo la que se disipa.
Como ejemplos en los que se convierte trabajo en energía interna de un
fuente térmica pueden, entre otros, citarse:
• Agitación de un fluido viscoso.
• Detención de la rotación o vibración de un
líquido.
• Deformación inelástica de un sólido.
• Paso de electricidad por una resistencia.
• Histéresis magnética de una sustancia.
TODOS LOS PROCESOS EN LA NATURALEZA SON
IRREVERSIBLES

33. PROBLEMAS RESUELTOS

37. La expresión del Primer principio para un sistema cerrado que efectúa trabajo
de expansión, se puede escribir: (5) Q = ΔU + We , siendo:
CAMBIOS DE ESTADO A VOLUMEN Y
PRESIÓN CONSTANTE
Para un proceso a v=cte. dv = 0, luego:
 


2
1
0
V
V
ext dV
P
W DU = QV

Donde Qv es el calor intercambiado en un proceso a volumen constante, que
como se observa es igual al incremento de energía interna. También podemos
escribir para un proceso elemental a volumen constante: δQv = (dU)v
• Nuevo significado de DU = QV
• Nos da una forma de determinar DU

38. Si el Proceso se realiza a P = cte
1º Principio Q =DU - W
v
2
1
V
ext
V
U Q W Q P dV
D     
P=cte
2 2 1 1
( ) ( )
P
Q U PV U PV
   
H2 H1
= DH
QP
DU=U2-U1
•Nos da una forma de determinar DH
2
1
2 1
( )
V
ext V
P P
Q P dV Q P V V
    

Como P y V son propiedades de estado del sistema y U es una función de estado, la
cantidad (U + P.V) dependerá únicamente del estado termodinámico, es entonces el
valor que puede tomar una función de estado, es decir una función de las variables
de estado. Esta función, definida por la expresión U + P.V, se denomina entalpía, y
la simbolizaremos con la letra H.
ENTALPÍA: QP=DH  DU + DPV

39. ENTALPÍA.
H  U + PV
Relación entre DH y DU
DH = DU + D(PV)
Si P=cte
DH = DU + PDV DH @ DU
proceso
sól/líq
D(PV) = PDV+VDP= P2V2-P1V1
• Una forma de determinar DU = QV
• Una forma de determinar DH = QP
Q=I.V.t

40. CAPACIDAD CALORÍFICA.
La capacidad calorífica es la cantidad de calor que
es necesario suministrar a una mol de una sustancia
para que su temperatura aumente un grado..
Depende de la naturaleza de la propia sustancia
Puesto que Q depende de la
trayectoria del cambio de estado,
para definir C hay que definir la
trayectoria
•Si no hay cambio de fase
•Ni reacción química

41. Capacidad
calorífica en un
cambio de fase
La ecuación que liga la absorción o pérdida de
calor y los cambios de estado sólido, líquido y
gaseoso es muy sencilla.
mL
Q 
donde m es la masa que cambia de estado y L, llamado
calor latente, es una constante para cada material y
cambio de fase.
Tabla con valores de la temperatura de algunos cambios de fase y de los
correspondientes valores del calor latente (todos a presión atmosférica):

42. Capacidad calorífica. Calor especifico
Calor especifico del agua:
Substane Specific Heat:c/J.Kg—1.K-1 Molar Heat Capacity:C/J.mol-1.K-1
Aluminum 910 246
Beryllium 1970 17.7
Copper 390 24.8
Ethanol 2428 111.9
Ethylene glycol 2386 148.0
Ice (near 00C) 2100 37.8
Iron 470 26.3
CaCO3 879 87.9
Mercury 138 27.7
Salt (NaCl) 839 51.4
Silver 234 25.3
Water(Liquid) 4150 75.4
Table. Aproximate specific hets and molar capacites (constante pressure)

43. Cómo medir la capacidad calorífica ó el calor especifico?
Con ayuda de un CALORIMETRO
Sistema aislado
Recipiente
Agua+recipiente: calorímetro
Masa y temperatura conocidos.
Se introduce una sustancia de
calor especifico desconocido
Como el sistema es aislado

44. EJERCICIOS RESUELTOS

45. ¿Cuál es la temperatura de equilibrio final cuando 10g de leche a10ºC se
agregan a160g de café a 90ºC? (suponga que las capacidades caloríficas
son las mismas e iguales a las del agua, e ignore la capacidad calorífica del
recipiente).

51. EJERCICIOS

52. ¿Cuál es la relación entre CP y CV?
RELACIÓN ENTRE CP y CV.
P V
P V
H U
C C
T T
 
   
  
   
 
    P P V
U V U
P
T T T
  
     
  
     
  
     
H U PV
 
( , )
U f T V

V T
U U
dU dT dV
T V
 
   
 
   
 
   
P V
T P
U V
C C P
V T
 
 
   
  
 
   
 
   
 
P V T P
U U U V
T T V T
   
 
   
       
       
       
Al dividir por dT
a p=cte

53. Gas Ideal
PV nRT

0
T
U
V

 

 

 
P
V nR
T P

 

 

 
CP-CV = nR
Gas Ideal
P V
T P
U V
C C P
V T
 
 
   
  
 
   
 
   
 

54. EXPERIMENTOS DE JOULE
La idea es determinar, el coeficiente:
Colocó dos recipientes A y B,
comunicándolos entre sí una llave R, y
los sumergió en un calorímetro de
agua, cuya temperatura puede medirse
con el termómetro T.
https://www.textoscientificos.com/fisica/ter
modinamica/experimento-joule
En el año 1844, Joule efectuó la siguiente experiencia
Pero cómo?
El experimento inicia a una T fija,
colocando una masa de gas en A y
haciendo vacío en B. Se abre R, el gas
encerrado en A se expande hasta ocupar
el volumen de los recipientes A y B.
Se mide la temperatura del agua del
calorímetro, se consta que no varia.

55. Como T no cambió. Esto indica que el
calor intercambiado entre el gas y el
agua es cero Q = 0.
Adicionalmente W=0, porque es una
expansión contra el vacío (fuerzas
exteriores nulas)
Como el proceso debe cumplir el primer
principio de la Termodinámica podemos
aplicar la ecuación: Q= ΔU-We y teniendo
en cuenta que tanto ΔQ como We son
nulos:
ΔU=0
No hay variación de energía interna en el
proceso
0
T
U
V

 

 

 
Entonces
El experimento de Joule fue
objetado por su poca
precisión, ya que la
capacidad calorífica de sus
recipientes y del agua eran
mucho mayor que la del gas.
Como T=cte y dV ≠0
http://ing.unne.edu.ar/pub/fis
ica2/T5.pdf
Complementar:

56. EXPERIMENTOS DE JOULE-THOMSON
Se deja fluir adiabáticamente un gas
desde una presión elevada a otra
presión inferior, a través de un tabique
poroso (estrangulamiento).
Como el proceso se lleva adelante
aislando térmicamente el sistema, los
cambios en la energía interna se deberán
solamente al trabajo realizado sobre el
sistema (w es negativo):
Expansión:(i) 1
Expansión:(f) 2
DH = 0

57. EXPERIMENTOS DE JOULE-THOMSON
Se define coeficiente de Joule-
Thomson: mJT
En forma similar, teniendo
como variables (T,H,P)
Que relación guarda esta
derivada con el coeficiente:
Este se encuentra mediante el siguiente razonamiento

58. EJERCICIOS RESUELTOS

60. CÁLCULO DE DU y DH en procesos sencillos
de sistemas cerrados
( , )
U f T V

( , )
H f T P

V T
U U
dU dT dV
T V
 
   
 
   
 
   
P T
H H
dH dT dP
T P
 
   
 
   
 
   
V
T
U
C dT dV
V

 
   

 
P
T
H
C dT dP
P

 
   

 
Dado que U y H son funciones de estado, se tiene que:
• En un proceso cíclico, ellas no cambian:
0
f i
U U U
D   
0
f i
H H H
D   
0
T P V
D  D  D 

61. • Cambio de Fase a T y P constante
T
tiempo
100ºC
H2O
1at
U H P V
D  D  D • V y U, dependen del estado de
agregación

  



D dV
P
Q
W
Q
U ext
P


https://www.shutterstock.com/es/
search/olla+con+agua+hirviendo
?image_type=illustration

62. Cómo se evalúa DHCF?

63. Equilibrio de Fases

G G
 
Sistema de un componente – dos fases en
equilibrio:  y 
condición de equilibrio

dG dG
 
    
S dT V dP S dT V dP
   
dG = VdP - SdT
Cambio infinitesimal
Ecuación de
Clapeyron
(diferencial)
a P y T ctes,
D

D
dP H
dT T V

64. • Proceso Isobárico (Pcte) sin cambio de fase
P T
H H
dH dT dP
T P
 
 
 
   
   
   
( )
P
H C T dT
D   P
C T
 D
P=cte
Si CP cte
ext
W P dV
  P=cte
U H P V
D  D  D
• Proceso Isocórico (Vcte)
V T
U U
dU dT dV
T V
 
 
 
   
   
    V=cte
( )
V
U C T dT
D   V
C T
 D
Si CV cte
( )
H U PV U V P
D  D   D  D
V=cte
T
tiempo
100ºC
H2O
1at
W
Q
dU 
 

CÁLCULO DE DU y DH

65. • Cambio de estado de un Gas Ideal a V y p=cte
P T
H H
dH dT dP
T P
 
 
 
   
   
   
( )
P
H C T dT
D   P
C T
 D
G I
Si CP cte
0
V T
U U
dU dT dV
T V
 
 
 
   
   
   
( )
V
U C T dT
D   V
C T
 D
G I
Si CV cte
0
• Proceso Isotérmico (T=cte) de un Gas Ideal
0
dT 
DU=0
DH=0 ext
W P dV
 
W P V
  D
P cte rev. o irrev.
2 2
1 1
V P
W nRT Ln nRT Ln
V P
  
T cte
gas
nRT
P dV dV
V
   
 
rev.
U Q W
D   Q = -W
G I
CÁLCULO DE DU y DH

66. • Proceso Adiabático (Q=0) de un Gas Ideal
( )
V
U C T dT
D   W
 ext
P dV
 
0
• Proceso Adiabático (Q=0) Irreversible (P cte) de un G.I.
ext
W P V
  D ( )
V
U C T dT
D   V
C T P V
 D   D
Si CV cte
P P
H C dT C T
D   D

Si CP cte
W
Q
dU 
 

CÁLCULO DE DU y DH

67. • Proceso Adiabático (Q=0) Reversible de un Gas Ideal
V
dU C dT w
  gas
nRT
P dV dV
V
   
CÁLCULO DE DU y DH
El análisis de este proceso permite establecer la siguiente ecuación diferencial
G I P V
C C R
 
P
V
C
C
 
1
2 1
1 2
T V
T V
 

   
   
   
1
TV cte
 
 PV cte


V
dT dV
C nR
T V
  2 2
1 1
V
T V
C Ln nRLn
T V
 
/
2 1
1 2
V
nR C
T V
T V

   
   
   
Un proceso politrópico es cualquier proceso termodinámico
que se puede expresar mediante una ecuación de este tipo:

68. PROBLEMAS RESUELTOS

71. PROBLEMAS RESUELTOS:
Un gas ideal de coeficiente adiabático γ= 1.4 con un volumen específico inicial
de 0.008m3/mol se somete a un calentamiento isocórico que hace variar su
presión entre 2.65 bar y 4.20 bar. Seguidamente el gas se expande
adiabáticamente hasta un volumen adecuado, y por último se somete a
una compresión isoterma hasta que recupera su volumen específico inicial. Se
pide
A) Dibuje esquemáticamente en forma cualitativa los procesos sufridos por este
gas en un diagrama p v
. B) Determine presión, volumen y temperatura del punto común del proceso
adiabático y del proceso isotermo sufrido por el gas. Dato: R= 8,314 J/(K ⋅mol)
C) Determine el rendimiento del ciclo termodinámico que ha descrito el gas.
Consultar el siguiente Link:
https://www.academia.edu/24266796/Termodinamica_problemas_resueltos
Solucion

72. Apartado B) (Determinación coordenadas punto 3)

77. Aplicación de la primera ley de la
termodinámica a Rx químicas.
Calores de reacción

78. Entalpía y calores de reacción.
Las reacciones
químicas pueden
producirse en dos
tipos de
condiciones:
A volumen constante,
Cuando ocurren en el interior de un reactor
cerrado hermético y rígido (por ejemplo sería el caso del
calorímetro para reacciones de combustión);
A presión constante,
Cuando ocurren en recipiente abierto a la
atmósfera.
https://steemit.com/stem-
espanol/@joseleogon/fun
damentos-de-la-
calorimetria-y-su-uso-
para-la-determinacion-
del-contenido-energetico-
de-los-alimentos
https://iquimicas.com/calorimetria/

79. Cuando la
reacción ocurre a
v=cte, el W=0
Por 1ra ley DU = Qv
Para describir los intercambios
térmicos de las reacciones a p=cte
se utiliza otra función de estado,
llamada entalpía definida así: H = U + P V
A p=cte se
producen
variaciones en V.
Por tanto:
DU= Qp – P V
Cuando una reacción se produce
a presión constante (recipiente
abierto) el calor de reacción es
igual a la variación de entalpía.
https://www.google.com/search?q=incendio+al+aire+libre&tbm=isch&ved=2ahUKEwj3
xbKm1rboAhWbTTABHZv5BXsQ2-
cCegQIABAA&oq=incendio+al+aire+libre&gs_l=img.3...981175.994410..995657...0.0..
0.222.3804.0j20j2......0....1..gws-wiz-img.......0j0i67j0i131j0i30j0i8i30j0i24.j-
5dL933w6c&ei=J9t7XreWM5ubwbkPm_OX2Ac&bih=657&biw=1366&hl=es-
419#imgrc=ulIWnfWIxG6cKM

80. Los calores de reacción
(J/mol)
Se calculan a partir de Tablas de
propiedades termodinámicas
Se miden experimentalmente,
utilizando calorímetros
Para dichos cálculos se utilizan
las entalpías de formación Hf
Entalpías de formación Hf:
Se define como el calor que
se intercambia a presión
constante en la reacción de
formación de un mol de una
sustancia química a partir de
sus elementos.
CO2(g), Hf sería el calor intercambiado en
la reacción: C(s) + O2(g) → CO2(g)
Hf se reportan en condiciones
estándar, DHfº y son
invariantes con la temperatura
DHfº es cero para cualquier elemento
químico en estado estándar

81. Reacción química:
puede considerarse
como la suma de una
etapa de
descomposición (rotura
de enlaces para liberar
los elementos
constituyentes) y una
etapa de recombinación
(formación de nuevos
enlaces entre los
átomos de los
elementos
constituyentes)
Teniendo
en cuenta
que:
La entalpía es función
de estado
Se puede demostrar que
DHr se puede calcular a
partir de las DHf de los
reactivos y productos.
DHº = SDHºfP- SDHºfr

82. Ley de Hess
Es un método indirecto de calcular el Calor de
Reacción ó Entalpia de Reacción.
Esta ley se puede enunciar
así: Si una serie de
reactivos reaccionan para
dar una serie de productos,
el calor de reacción
liberado o absorbido es
independiente, si la
reacción se lleva a cabo en
una, o en más etapas.
De aquí se deduce que
que los cambios de
entalpía son aditivos:
ΔHneta = ΣΔHr

83. ΔHneta = ΣΔHr
Para obtener

84. Con base en la Ley de Hess calcular la Entalpía de reacción para la reacción:
2 C(grafito) + H2(g) = C2H2(g)
A partir de las siguientes reacciones de combustion
a) C(grafito) + O2(g) = CO2(g) ; DH1= -393,5 kJ
b) H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) ; DH2=-285,8 kJ
c) 2 C2H2(g) + 5 O2(g) = 4 CO2(g) + 2 H2O(l) ; DH3=-2598,8 kJ
Solución
Reacción global = 2·a + b - 1/2·c
DHºr = 2 ∆H°a + ∆H°b – ½ DHº c
DHºr = 2 (-393,5 kJ ) + (-285,8 kJ ) – ½( -2598,8 kJ)
DHºr = 226,6 kJ ENDOTÉRMICA
PROBLEMA RESUELTO

85. 2. La reacción que se presenta a continuación es difícil de lograr en el
laboratorio por lo que para hallar el ∆Hr se debe recurrir a la ley de Hess.
Para esta reacción se pide hallar el ∆H de reacción:
C (s) (grafito) + ½ O2(g) → CO (g) ∆H°r= ?
A partir de las siguientes reacciones de combustión:
a) C(s) (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H°1 = -393,75 kJ/mol
b) CO (g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H°2 = -282,98 kJ/mol
3. Dadas las siguientes entalpías estándar de formación:
ΔHo
f [CO (g)] = –110,5kJ;
ΔHo
f [CO2(g)] = 393,5 kJ.
Hallar la entalpía de la reacción: CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)

86. 4) Calcular el calor de formación a presión constante del
metano gaseoso (CH4) a partir de los calores de combustión
del C(s), H2(g) y CH4(g) cuyos valores son
respectivamente 393,5, 285,9 y 890,4 kJ/mol.
5) a) Formular la reacción de formación del etanol.
b) Calcular la entalpía de formación del etanol en condiciones estándar,
sabiendo que la entalpía de combustión del etanol es –29,69 kJ/g, la
entalpía de formación del dióxido de carbono es –393,34 kJ/mol y la
entalpía de formación del agua líquida es –285 kJ/mol
c) Interpretar el resultado obtenido en cuanto a su signo.
Masas atómicas: C=12, H=1, O=16.

87. http://depa.fquim.unam.mx/termofisica/silvia/Termoquimica.pdf
PARA APRENDER TERMODINÁMICA
RESOLVIENDO PROBLEMAS
Termoquímica