trabajo de termodinamica

1. 3°ra LEY DE LA TERMODINAMICA
ABRAHAM ROSAS MARQUEZ
IGNACIO ROSALES ORTIZ

2. CALCULO TEORICO Y LA
CAPACIDAD CALORIFICA
 En esta sección se estudia el uso de la función de la entalpía y de la
función de la energía interna en conexión con los cambios de temperatura.
Aunque ya hemos mencionado la capacidad calorífica, en conexión con las
unidades y dimensiones, seamos ahora un poco más detallados en nuestras
definiciones.
 La capacidad calorífica molar de una sustancia a volumen constante, Cv,
es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de 1 mol de
la sustancia 1ºC a volumen constantes y a una temperatura dada.
 La capacidad calorífica molar de una sustancia a presión constante, Cp, es
la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de 1 mol de la
sustancia 1ºC a presión constante y a una temperatura dada.

3.  Se observará que las capacidades caloríficas aumentan en valor numérico
al aumentar la complejidad de la molécula del gas. Para un gas monoatómico
el único cambio en la energía interna, E, está asociado con un aumento en la
energía cinética. Su valor numérico es esencialmente 3 cal por mol por grado,
que se puede calcular a partir de la ecuación cinética de los gases. Algunas
consideraciones cinéticas indican también que los valores de Cp y de Cv para
los gases monoatómicos, además de ser la mismas para todos esos gases,
son también independientes de la temperatura.
 Para los gases poli atómicos se requiere energía calorífica para suministrar
a las moléculas movimiento de rotación y movimiento de vibración. Como el
grado de los efectos posibles de vibración aumenta con la complejidad de la
molécula, el valor de la capacidad calorífica muestra un aumento paralelo. A
diferencia de los gases monoatómicos, la capacidad calorífica de los gases
poli atómicos aumenta con un incremento en la temperatura. Se puede ver que
la diferencia entre los valores de Cv y Cp es esencialmente de 2 cal.

4. ENTALPIA
 La entalpía es la cantidad de energía calorífica de una sustancia.
En una reacción química, si la entalpía de los productos es menor que la de
los reactantes se libera calor y decimos que es una reacción exotérmica. Si la
entalpía de los productos es mayor que la de los reactantes se toma calor del
medio y decimos que es una reacción endotérmica. El cambio de entalpía se
denomina ΔH y se define como:
ΔH = ΔHproductos – Δhreactantes
 La entalpía de formación (ΔHf
0) es la variación de energía calorífica en la
reacción de formación de un mol de un compuesto a partir de sus
elementos en sus fases estándar en condiciones de presión y
temperatura estándar ambientales (TPEA), que son temperatura de 298
K (25 ºC) y presión de 100 kPa (∼ 1 atm.).

5. La entalpía de formación de un elemento es cero por definición.
Ejemplo 1: En las tablas encontramos que ΔHf
0(CO2) = -394 kJ/mol, esto indica que
ΔH para la reacción:
C(s) + O2(g) → CO2(g) en condiciones TPEA es -394 kJ/mol
Ejemplo 2: En las tablas encontramos que ΔHf
0(CO) = -111 kJ/mol, esto indica que
ΔH para la reacción:
C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) en condiciones TPEA es -111 kJ/mol
Por combinación de las ΔHf
0 podemos determinar entalpías de reacción de otras
reacciones distintas, puesto que la entalpía es una función de estado (sólo depende
de los estados inicial y final, no del camino recorrido)
La ΔH de la reacción CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) será:
ΔH0 = ΔHproductos - ΔHreactantes = ΔHf
0(CO2) - ΔHf
0(CO) = -283 kJ/mol

6. LA IN FLU EN C IA D E LA TEMPER ATU R A
SOBR E LA EN TR OPÍA Y LA TER C ER A
LEY D E LA TER MOD IN ÁMIC A
 Algunas cosas suceden de forma natural; otras no. Un cambio
espontáneo es aquel que tiende a suceder sin necesidad de ser
impulsado por una influencia externa. En ciencia se buscan patrones
para descubrir las leyes de la naturaleza. ¿Cuál es el patrón común a
todos los cambios espontáneos? Se observa que la energía y la materia
tienden a volverse más desordenadas. En termodinámica la medida de
desorden se expresa por la entropía, S. Baja entropía, significa escaso
desorden; alta entropía significa gran desorden. Esto se resume en la
segunda ley de la termodinámica:
 La entropía de un sistema aislado aumenta en el curso de cualquier
cambio espontáneo.

7.  La progresión natural del universo es desde el orden al desorden,
desde menor a mayor entropía. Para medir y hacer predicciones precisas
respecto del desorden se requiere una definición cuantitativa de la
entropía. Si la temperatura es constante, el cambio de entropía de un
sistema puede calcularse: ΔS = qrev/T, dónde “q” es la energía
transferida como calor y T es la temperatura absoluta la cual la
transferencia tiene lugar. El subíndice “rev” significa que la energía debe
transferirse en forma reversible. Un proceso reversible es aquel que
puede invertirse por un cambio infinitesimal en una variable (en este
caso la variable es la temperatura).
 Para que se produzca una transferencia reversible de energía como
calor, debe existir solo una diferencia infinitesimal entre las
temperaturas del entorno y el sistema. Dado que el calor se mide en
joule y la temperatura en kelvin, el cambio de entropía se mide en joules
por kelvin. La entropía es una función de estado, porque el desorden de
un sistema depende solo de su estado actual y es independiente del

8. LA IN FLU EN C IA D E LA PR ESIÓN SOBR E
LA EN TALPÍA Y SOBR E LA EN TR OPÍA
 Se llama entalpía de reacción al incremento entapice de una
reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en
condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC;
concentración de sustancias disueltas = 1 M).
Se expresa como DH0 y como se mide en J o kJ depende de
cómo se ajuste la reacción.
 Expresan tanto los reactivos como los productos indicando
entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación
energética expresada como DH (habitualmente como DH0).

9. Ejemplos:
CH4(g) + 2 O2(g) ® CO2(g) + 2 H2O(l); DH0 = –890 kJ
H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(g); DH0 = –241,4 kJ
¡CUIDADO!: DH depende del número de moles que se
forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo
coeficientes dobles, habrá que multiplicar DH0 por 2:
2 H2(g) + O2(g) ® 2 H2O(g) DH0 = 2 x (–241,4 kJ)
Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios
para ajustar las ecuaciones:
H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(g) ; DH0 = –241,4 kJ