Ampliar sus conocimientos mediante lecturas a los libros que se encuentran en mi página de internet.

1. DOCENTE : Mg. Antonio F. Blas Arauco

2. UNIDAD I
TERMODINÁMICA METALÚRGICA
1. SEMANA 01
2. SEMANA 02

3. SEMANA 01

4. LOS CINCO ESTADOS DE LA
MATERIA

5. DIAGRAMA DE CLASIFICACION DE LA MATERIA

6. Las distintas maneras en que la materia se "agrega“ en los
diferentes procesos , comúnmente llamados los estados de la
materia, son cinco:
1. Sólido
2. Líquido
3. Gaseoso
4. Plasma
5. Condensado de Bose-Einstein (hielo cuántico)
Los tres primeros son de sobra conocidos por todos nosotros y
los encontramos en numerosas experiencias de nuestra vida diaria.
El sólido lo experimentamos en los objetos que utilizamos, el
líquido en el agua que bebemos y el gas en el aire que respiramos.

7. Estado Sólido: podemos ver que los átomos se hallan dispuestos en un
volumen pequeño, formando generalmente una estructura.
Estado Líquido: los átomos se encuentran esparcidos en un volumen
mayor, sin seguir ninguna estructura. La separación entre cada átomo
es mayor que en el sólido.
Estado Gaseoso: los átomos ocupan un volumen mucho mayor. Es el
estado en que los átomos están más separados.
Estado de Plasma: Parece un sólido, pero formado por iones. Cada
componente del estado de plasma está cargada eléctricamente y el
conjunto ocupa un gran volumen.
Condensado de Bose-Einstein: todos los átomos se encuentran en un
mismo lugar. En la figura 1, la única bola roja representa la posición
donde se encuentran todos los átomos, pero no uno sobre otro, sino
todos ocupando el mismo espacio físico.

8. 4.El plasma es un estado que nos rodea, aunque lo
experimentamos de forma indirecta. El plasma es un gas ionizado,
esto quiere decir que es una especie de gas donde los átomos o
moléculas que lo componen han perdido parte de sus electrones o
todos ellos. Así, el plasma es un estado parecido al gas, pero
compuesto por electrones, cationes (iones con carga positiva) y
neutrones. En muchos casos, el estado de plasma se genera por
combustión.
El Sol situado en el centro de nuestro sistema solar está en estado de
plasma, no es sólido, y los conocidos tubos fluorescentes contienen
plasma en su interior (vapor de mercurio). Las luces de neón y las luces
urbanas usan un principio similar. La ionosfera se encuentra también
en estado de plasma.
En realidad, el 99% de la materia conocida del universo se encuentra
en estado de plasma.

9. 5. Condensado de Bose – Einstein.
Es difícil entender intuitivamente qué significa el Condensado de
Bose-Einstein (CBE). En el CBE, todos los átomos se encuentran en el
mismo lugar, aunque esto va en contra de todo lo que vemos a
nuestro alrededor.
A las temperaturas increíblemente bajas que se necesitan para
alcanzar el estado de condensado de Bose-Einstein, se observa que
los átomos pierden su identidad individual y se juntan en una masa
común que algunos denominan superátomo.
Para hacernos una idea de lo que sería un objeto cotidiano estando
en estado de Bose-Einstein, proponemos imaginar que varias
personas estuvieran sentadas en la misma silla, no una sentada
sobre otra, sino literalmente todas sentadas en la misma silla,
ocupando el mismo espacio en el mismo momento.

10. En el cero absoluto (0oK), un átomo tiene velocidad cero, ya que no
tiene temperatura y por tanto no se mueve.
Algunas de estas propiedades que muestran los átomos en estado de
CBE son las siguientes:
1. Los átomos están congelados, todo quietos. La interacción entre
ellos es muy débil y entonces puede estudiarse el efecto que tiene
sobre ellos la gravedad.
Los resultados muestran que estos átomos se caen como si fueran
una roca (a escala atómica), pero siguen siendo un gas, Se
comportan como un sólido, pero no lo son. Por eso, a veces al
estado de CBE se le ha denominado hielo cuántico.

11. -¿Cómo se ve un Condensado de Bose-Einstein?
Se ve como una pequeña masa en el fondo de una trampa
magnética. Como una gota de agua que se condensa cuando se enfría
el aire.
Los tamaños obtenidos de CBE más grandes son del tamaño de
una pepita de melón. En la generación de un condensado de Bose-
Einstein, como aún suele haber átomos normales alrededor, el
condensado suele mostrarse como si fuera la semilla dentro de una
cereza.

12. RESUMEN DE LOS ESTADOS DE MATERIA
En el CBE, todos los átomos se encuentran en el mismo lugar, aunque
esto va en contra de todo lo que vemos a nuestro alrededor.
A las temperaturas increíblemente bajas que se necesitan para
alcanzar el estado de condensado de Bose-Einstein, se observa que
los átomos pierden su identidad individual y se juntan en una masa
común que algunos denominan superátomo.

13. ALGUNAS APLICACIONES CBE
Hasta la actualidad las aplicaciones no es suficientemente
estudiado ni controlado. Sin embargo, ya se han comentado
algunos usos:
- Láser de átomos: para construcción de nano-estructuras, es
decir, objetos de un tamaño muy pequeño (de nanómetros).
- Relojes atómicos: para realizar medidas muy precisas del
tiempo.
- Detectores del petróleo: con el fin de buscar petróleo
Se espera, que un descubrimiento tan magnífico no sea utilizado
una vez más para el enriquecimiento de grandes
multinacionales, sino para avanzar en el camino del
conocimiento de lo que nos rodea.

14. ¿Cuál es la causa de que a una P y T dadas, la materia sea sólida,
líquida o gas?

15. CONCEPTOS BASICOS
 La termodinámica indica si un proceso físico o químico es
posible
 La termodinámica no indica la velocidad a la que dicho proceso
se realizará
 La energía del universo es constante.
 La entropía del universo va en aumento.

16. V Volumen Litros (l) o cm 3
P Presión atmósferas
T Temperatura Kelvin 273.15 K = 0°C
n Número de partículas Moles (mol) I mol gas = 22.4 l
N Número de Avogadro N = 6.022 x 10 23 mol -1
k Constante de Boltzmann k = 1.38 x 10 -23 J/K (Joules/Kelvin)
R = Nk Constante de los gases R = 8.314 J/mol·K = 1.987 cal/(mol·K)
F Constante de Faraday F = 96.48 kJ/(V·mol)
U, E Energía Interna kJ/mol, kcal/mol
Q Calor kJ/mol, kcal/mol 1 cal = 4.18 Joules
W Trabajo kJ/mol, kcal/mol
H Entalpía kJ/mol, kcal/mol
S Entropía J/(mol·K), cal/(mol·K)
G Energía Libre kJ/mol, kcal/mol

17. SISTEMAS
Sistema es una porción del universo objeto de estudio, todo
sistema queda limitado por un contorno o alrededores, paredes,
fronteras o limites del sistema, definidos arbitrariamente que nos
permiten analizar problemas termodinámicos de los MCI
 Sistema: parte del Universo objeto de estudio.
 Alrededores: porción del Universo que no se va a estudiar, pero que
puede interaccionar con el sistema.
 Limites o fronteras: separación real o imaginaria entre el sistema
y los alrededores.

18. AIRE + COMBUSTIBLE = GASES DE COMBUSTIÓN

19. CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS
En función de los límites, un sistema puede ser:
Cerrado: Es una región de masa constante. Sólo puede intercambiar
energía a través de sus límites con otro sistema
Abierto: En un sistema abierto es posible la transferencia de masa y de
energía a través de sus límites. Puede intercambiar materia y
energía con otro sistema.
Aislado: No intercambia ni transfiere energía ni masa con su entorno o
con el medio que la rodea.
Sistema adiabático: No hay transferencia de calor por las paredes.
Sistema homogéneo: Los parámetros intensivos son los mismos en
todo el sistema.
Sistema inhomogéneo: Uno o mas de los parámetros intensivos
presenta variaciones espaciales.
El universo en su totalidad se puede considerar como un sistema
aislado.

23. FACTORES (variables) DE LA TERMODINAMICA
Factores intensivas: independientes de la masa (ej: temperatura)
Factores extensivas: proporcionales a la masa (ej: energía interna)
EQUILIBRIO TERMODINAMICO
Un sistema está en equilibrio termodinámico cuando sus factores
(variables) de estado son constantes a escala macroscópica: p; v;
T

24. SEMANA 2
1. Principales Procesos termodinámicos
2. Ley CERO de la Termodinámica

25. INVESTIGACION CIENTIFICA
METODO CIENTIFICO
Observar
Problema
Predecir
Explicar Describir

26. PASOS :
a. Definir con claridad el problema.
b. Desarrollar experimentos, anotar la información o datos del
sistema. Los datos pueden ser tanto cualitativos y cuantitativos
c. Interpretación :
-Una vez completado los experimentos y se cuenta con los datos
suficientes, el siguiente paso en el método científico es la
interpretación, vale decir que los científicos intentan explicar el
fenómeno observado.
-Con los datos reunidos el investigador formula una HIPOTESIS, es
decir, una explicación tentativa para una serie de observaciones. Se
programar otros experimentos para probar la validez de la HIPOTESIS
y el procedimiento empieza de nuevo.

27. Las Hipótesis que resisten muchas pruebas experimentales para
verificar su validez se convierte en teorías.
- Las teorías son también probadas constantemente. Si la teoría es
incorrecta, entonces deberá descartarse o modificarse hasta que
sea congruente con las observaciones experimentales. Aprobar o
descartar una teoría puede llevar años o incluso siglos. Ejem. La
teoría atómica llevó más de 2000 años demostrar este principio
fundamentalmente de la química propuesto por DEMOCRITO
(filósofo de la antigua Grecia)
“El amor por la investigación lo que mantiene a muchos científicos
en el Laboratorio”

28. PROCESO TERMODINÁMICO
Cuando un sistema pasa de un estado de equilibrio a otro, se dice que
tiene lugar un proceso termodinámico.
El estado inicial es el punto donde empieza el proceso
termodinámico y el estado final será el último punto alcanzado por el
proceso.

29. PRINCIPALES PROCESOS TERMODINÁMICOS
Cíclico .- Cuando el sistema regresa a su estado inicial
Isotérmico.- Cuando el sistema mantiene constante su temperatura.
Isobárico.- Cuando el sistema mantiene constante su presión.
Isocórico.- Cuando el sistema mantiene constante su volumen.
Adiabático.- Cuando el sistema mantiene constante su cantidad de
calor.

30. LEYES DE LA
TERMODINAMICA
La termodinámica es la ciencia que estudia la energía y sus
transformaciones
Las leyes de la termodinámica que se desarrollarán serán:
1. Ley cero de la termodinámica o principio del equilibrio
termodinámico.
2. Primera ley de la termodinámica o principio de la conservación
de la energía.
3. Segunda ley de la termodinámica, espontaneidad o no
espontaneidad de los procesos - Entropía
4. Tercera ley de la termodinámica, espontaneidad o no
espontaneidad de los procesos – Energía Libre

31. LEY CERO DE LA
TERMODINAMICA
La ley cero de la termodinámica establece que si dos sistemas, A y
B, están en equilibrio termodinámico, y B está a su vez en
equilibrio termodinámico con un tercer sistema C, entonces A y C
se encuentran en equilibrio termodinámico.
La Ley cero de la termodinámica nos dice que si tenemos dos
cuerpos llamados A y B, con diferente temperatura uno de otro, y
los ponemos en contacto, en un tiempo determinado t, estos
alcanzarán la misma temperatura, es decir, tendrán ambos la
misma temperatura. Si luego un tercer cuerpo, que llamaremos C
se pone en contacto con A y B, también alcanzará la misma
temperatura y, por lo tanto, A, B y C tendrán la misma temperatura
mientras estén en contacto.

33. UNIDAD II
PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
1. SEMANA 03
2. SEMANA 04
3. SEMANA 05
4. SEMANA 06
5. SEMANA 07

34. SEMANA 03
1. Corolario de la Primera Ley de la
Termodinámica
2. Primera Ley en términos de Entalpia

35. COROLARIO DE LA PRIMERA
LEY DE LA TERMODINÁMICA
El primer principio establece que la energía no se crea ni se
destruye, sólo se transforma.

36. TEMAS DE DESARRROLLO
Calor, trabajo y energía interna. Entalpía. Capacidades
caloríficas. Entalpía estándar de formación y de
reacción. Variación de la entalpía de reacción con la
temperatura

37. En esta sección se considera la masa limitada por la superficie de la
frontera (masa de control), la que puede trasladarse, rotar y
deformarse, pero ninguna masa debe atravesar dicha frontera.
Ejemplos:
 Sustancia dentro de un cilindro con un pistón que se desliza.
 Un fluido dentro de un balón.
Son masas de control que servirá para visualizar los siguientes
enunciados:

38. SISTEMA, PARED, ENTORNO, UNIVERSO
Conceptos de sistema, entorno, pared y universo

39. Alrededores o entorno
La parte del universo que está fuera del sistema
seleccionado está formado por otros sistemas y
se denomina: entorno, medio ambiente, contorno,
alrededores.

40. Todo sistema queda limitado por un contorno, paredes, fronteras o
límites del sistema, que pueden ser reales o imaginarios. También se
llama superficie de control
Universo = Sistema + Entorno
Universo = materia total existente + energía
total existente
Por convenio, el universo para el termodinámico es un sistema
aislado

42. SISTEMA QUIMICO.- Son las sustancas que participan en los
cambios fisicoquímicos de interés.
UN SISTEMA TERMODINÁMICO queda definido cuando se
conocen las magnitudes físicas (masa, T, P, V y el estado de
agregación) y las magnitudes químicas (composición de la materia)

43. PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA EN
U1 V1 P1
T1 gas
U2 V2 P2
T2 gas
q
W
TÉRMICOS DE ENTALPIA
P1=P2= Constante
T1< T2
V1< V2
Se mantiene la P contante debido al aumento de la T y V
W= P(V2-V1) y ΔH = Qp
ΔH = qp = n Cp ΔT
 H =  U + p ·  V

44. Relación Qv con Qp (gases).
 H =  U + p ·  V
 Aplicando la ecuación de los gases:
p · V = n · R · T
 y si p y T son constantes la ecuación se
cumplirá para los estados inicial y final:
p ·  V =  n · R · T
 H =  U +  n · R · T
R= 0,082 atmxl/mol K ó R= 8,3 J/mol K

45. Relación Qv con Qp (sólidos y
líquidos)
 En reacciones de sólidos y líquidos apenas se
produce variación de volumen y ...
Qv  Qp
 es decir:
U  H

46. CONSERVACIÓN DE LA MASA
Se elige una masa de control para presentar los enunciados
fundamentales de conservación:
’’Ninguna masa cruza las fronteras del sistema’’
Por tanto, este principio de conservación se enuncia así:
La masa de una masa de control nunca cambia
La representación matemática, es:
dm=O

47. SEMANA 04
CONSERVACON DE LA ENERGIA O
PRIMER LEY DE LA TERMODINÁMICA

48. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÃMICA
Esta ley también recibe el nombre de conservación de la
energía. El balance de energía se enuncia como sigue:
“El cambio de Energía Interna de un sistema está dado
por el calor recibido menos el trabajo desarrollado”.
Matemáticamente:
Calor entregado = Trabajo desarrollado + Cambio de Energía Interna
q = w + ΔE Despejando:

50. CONVENIO DE SIGNOS
W > 0: Trabajo realizado por el sistema hacia el entorno o el
sistema se expande.
W < 0: Trabajo realizado sobre el sistema del entorno o el
sistema se comprime.
Q > 0: El sistema absorbe calor del entorno
Q < 0: El sistema libera calor hacia el entorno.
ΔG < 0 El proceso es espontáneo
ΔG > 0 El proceso no es espontáneo
ΔG = 0 El proceso está en equilibrio

51. ENTROPÍA.- Es una magnitud física utilizada por la
Termodinámica para medir el grado de desorden de la
materia o del sistema. El grado de desorden depende de
la energía calorífica y de la distribución de las moléculas
de la materia (s, l, g). El desorden molecular es función
de la temperatura.
ΔS < 0 El proceso es imposible
ΔS > 0 El proceso irreversible
ΔS = 0 El proceso reversible
ENTALPÍA.- Es el calor que absorbe o desprende el
proceso químico a presión constante.
ΔH > 0: El sistema absorbe calor del entorno, reacción
endotérmica
ΔH < 0: El sistema libera calor hacia el entorno; reacción
exotérmica.

52. W> 0 Rpta= ?
W< 0 Rpta= ?

53. FACTORES TERMODINÁMICAS DE LA
PRIMERA LEY
El Primer Principio de la Termodinámica hace uso de las
siguientes variables:
 Cambio de Energía interna, ΔE.
 Flujo de Calor, q.
 Trabajo, w

55. UNIDADES EMPLEADAS PARA EXPRESAR LA ENERGÍA
Hay 4 tipos de unidades muy empleadas en los cálculos
termodinámicos
habituales:
a) Atmósfera-Litros, atm-L.
b) Ergios, erg.
c) Joules, J.
d) Calorías, cal.
Factores de conversión:
1 cal = 4,184 J 1 J = 107 erg 1 atm-L = 1,013x109 erg

56. a) CAMBIO DE ENERGÍA INTERNA, ΔE
Sea E inicial el estado inicial de energía interna de un sistema,
E final será el estado final. El cambio de energía interna será:
ΔE = E final - E inicial
Termodinámicamente hablando, el cambio de Energía Interna,
ΔE, en un sistema, es debido al trabajo, w, efectuado por o
sobre este sistema; ó también debido al calor, q, cedido o
absorbido por el sistema.

57. b) FLUJO DE CALOR, q.
El flujo de calor se define como una transferencia de energía
debida a una diferencia de temperatura. Es la energía térmica que
recibe o entrega el sistema.
La Capacidad Calorífica es "la cantidad de calor que requiere un
mol de sustancia para elevar su temperatura en un grado
centígrado". Se representa por la letra C.
Sus unidades son:
cal / mol ºC o cal / mol ºK
El Calor Específico es la Capacidad Calorífica en que la unidad de
masa se expresa en gramos. Sus unidades son:
cal / g ºC o cal / g ºK
La C depende de la temperatura: C = dq / dT

58. CAPACIDAD CALORÍFICA DE LOS GASES A
PRESIÓN CONSTANTE.
Es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de
un mol de sustancia en un grado centígrado, a presión constante y a
una temperatura determinada, se representa generalmente como Cp.
Matemáticamente:

59. La Capacidad Calorífica de los gases es muy sensible a la
temperatura y por lo tanto depende de ella:
Cp= f(T)
C p = a + bT + cT2 + dT3 +....
En donde a, b, c, d,.. son constantes que dependen del tipo
de gas. Los valores se encuentran en las tablas termodinámicas.
Ejemplo: Para el O2 (gas):
a= 6,9054
b= 3,2533 10-3
c = -1,0171.10-6
Su Capacidad Calorífica será:
Cp = 6,9054 + 0,0032533T - 0,0000010171T2

60. CALENTAMIENTO DE LOS GASES
Despejando e integrando: dqp = Cp dT
Finalmente:

61. CAPACIDAD CALORÍFICA DE LOS GASES A VOLUMEN
CONSTANTE.
Capacidad calorífica molar de una sustancia a volumen constante:
Es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de
un mol de sustancia en un grado centígrado, a volumen
constante y a una temperatura dada. Se representa como Cv y se
define matemáticamente:

62. SEMANA 05
TERMOQUÍCA Y SUS
APLICACIONES

64. CAMBIOS DE ESTADO FÍSICO
Se entiende por cambio de estado físico al cambio de fase que sufre una sustancia como
consecuencia de un intercambio de calor. El cambio de estado físico se caracteriza por el
mantenimiento de la temperatura constante.
 Fusión: Cambio de sólido a líquido, el sistema absorbe calor. Q = Hf > 0
 Solidificación o cristalización: Cambio de líquido a sólido, el sistema cede calor.
Q=Hsol <0
 Evaporación: Cambio de líquido a gaseoso, el sistema absorbe calor. Q = Hv > 0
 Condensación: Cambio de gaseoso a líquido, el sistema cede calor. Q = Hc < 0
 Sublimación: Cambio de sólido a gaseoso, el sistema absorbe calor. Q = Hs > 0
 Deposición: Cambio de gaseoso a sólido, el sistema cede calor. Q = Hdep < 0

65. SEMANA 06
PROCESOS TERMODINÁMICOS
Y TRABAJO

66. TRABAJO
Energía = Capacidad para realizar un trabajo
Se realiza un trabajo cuando se realiza un
movimiento en contra de una fuerza que se opone a
ese movimiento
Es imposible realizar un trabajo sin consumir una
energía

68. Masa de control
Para comprender mejor este principio imaginemos un gas
encerrado en un cilindro cuya tapa es un émbolo móvil y que
mediante un mechero podemos agregarle calor, el cambio de
energía interna del gas, ΔE, está dado por la diferencia entre el calor
agregado, Q, y el trabajo, W, que el gas hace al levantar el émbolo
contra la presión atmosférica

69. PROCESOS TERMODINÁMICOS
1. Proceso isobárico
P= constante
Q =Cp (T2−T1 )
W = p(V2−V1 )
ΔU =Cv (T2−T1 )

70. 2. Proceso isocórico
V=cte
Q =ΔU =Cv (T2 −T1 )
W =0
ΔU =Cv (T2 −T1 )

71. 3. Proceso isotémico (gas ideal)
T= constante
Q =W =nRT ln
V2
V1
W =nRT ln
V2
V1
ΔU =0

72. 4. Proceso Adiabático (gas
ideal)
Q= Constante
Q =0
Ecuación de la adiabática
W =−ΔU =−Cv (T2−T1 )
ΔU =Cv (T2 −T1 )
PV γ = PVγ
1 1 2 2
TVγ −1 =TVγ −1
Cte de
adiabaticidad
C
γ = p
Cv

73. Capacidades Caloríficas en
gases (1)
Cp =Cv +nR

74. Capacidades Caloríficas en
gases (2)
GASES MONOATÓMICOS GASES DIATÓMICOS
3
2
Cv = nR
C =
5
nR
p 2
C =
5
nR v 2
C =
7
nR
p 2

75. PROCESOS TERMODINAMICOS PARA GASES IDEALES
Todas las transformaciones son reversibles

76. Capacidades Caloríficas de sólidos
V = cte W = 0
Modelo simplificado
de sólido
Cv =Cp =3nR
c'v =c' p =3R =24.9 J / mol ⋅K
Cp =Cv
Ley de Dulong Petitc

77. SEMANA 07
PROCESOS TERMODINÁMICOS
Y TRABAJO
Solución de diversos problemas

78. SEMANA 08

79. UNIDAD III
SEGUNDA Y TERCERA LEY DE LA
TERMODINÁMICA
1. SEMANA 09
2. SEMANA 10
3. SEMANA 11
4. SEMANA 12

80. SEMANA 9
SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA
ESPONTANEIDAD DE LOS PROCESOS
METALÚRGICOS
Procesos Espontáneos. Entropía. Máquinas térmicas. Ciclo de
Carnot.
ΔS < 0 El proceso es imposible
ΔS > 0 El proceso es altamente posible (proceso
irreversible)
ΔS = 0 El proceso reversible
Si aumenta la entropía el proceso es irreversible

81. La imposibilidad práctica de la conversión completa de la
energía calorífica en energía mecánica (incluso con máquina
perfecta) fue el punto partida de la Segunda Ley de la
Termodinámica, que ha tenido una gran influencia en el
desarrollo subsiguiente de la ciencia y tecnología.
La entropía es una propiedad que depende del estado de la
sustancia-

82. CAMBIOS EXPONTANEOS Y NO EXPONTANIOS
1. Cambios espontáneos.- Estos cambios no son reversibles por sí
ismo. Ejemplo:
 El agua que cae puede mover una turbina; este cambio no es
reversible por si mismo.
 El gas que se expande puede mover un piston.
1. Cambios no espontáneos:- Estos cambios es reversibles por si
mismo. Ejemplos:
 Si el agua corre hacia arriba, se requiere energía para
bombear.
 Para comprimir un gas.
Cuando un cambio se efectúa reversiblemente se obtiene la máxima
cantidad posible de trabajo.

83. La entropía es el grado de desorden y de caos que existe en la
naturaleza.
El orden es una condición necesaria para cualquier cosa que ha de
entender la mente humana.
“orden” extensión a que están confinadas las partículas de una sustancia
en una región del espacio. Ej. : un cristal (S es baja)
Cuando se funde un sólido las partículas quedan libres para moverse ⇒
la S aumenta
Por lo tanto, las sustancias que están altamente desordenadas tienen
entropías altas
Si el grado de desorden o entropía de un sistema aumenta durante un
proceso, favorece la espontaneidad del mismo

85. ENTROPÍA (S)
Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y
tabularse.
S = Sfinal – Sinicial
Existen tablas de S0 (entropía molar estándar) de diferentes
sustancias.
En una reacción química:
S0 =  np· S0
productos –  nr· S0
reactivos

86. Calcula S0 para las siguientes reacciones químicas:
a) N2(g) + O2(g)  2 NO(g);
b) 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g).
Datos: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) =
191,5; NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3
a. S0 = 24,9 J/K
b. S0 = - 198,7 J/K

87. CARACTERÍSTICAS DE LAS ΔS MOLARES
 Las S0 molares de las sustancias son siempre positivas:
S0 > 0
 Los sólidos poseen S0 más bajos que los líquidos y éstos a
su vez mas bajos que los gases.
Si sólido = 18,70 J/K
H20 líquida = 69,90 J/K
S02 gas = 248,5 J/K
“La entropía de un cristal perfecto se aproxima a CERO
al aproximarse la temperatura al CERO ABSOLUTO”

88. “En cualquier proceso espontáneo la entropía total del
universo tiende a aumentar siempre”.
Suniverso = Ssistema + Sentorno  0
A veces el sistema pierde entropía (se ordena)
espontáneamente. En dichos casos el entorno se desordena.
“La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0”
(máximo orden).
Equivale a decir que no se puede bajar de dicha
temperatura.
¡CUIDADO! Las S de los elementos en condiciones
estándar no son 0 sino que es positiva.

89. En procesos reversibles y a temperatura constante se
puede calcular S de un sistema como:
Q
S = —T
y si el proceso químico se produce a presión constante:
S0 (entropía molar estándar) se mide en J·mol–1·K–1.
Sreacción se mide en J·K–1.

90. Para éste cambio de estado a presión constante, ΔS
훥푆 = 푛
푇2 퐶푝푑푇
푇1
푇
La tendencia a producirse una reacción
depende de 2 funciones:
 ΔH, debido a la formación y ruptura de enlaces, y
 ΔS, cambio en el orden del sistema.
ΔG = ΔH -T ΔS

91. Todo sistema va a tender a evolucionar hacia el equilibrio.
Teniendo en cuenta que la temperatura debe estar en la escala
absoluta (Kelvin) y que por lo tanto no puede ser negativa, se
pueden distinguir 4 casos diferentes:

92. Ejemplos de ΔS:
 La S de un cristal e relativamente baja.
 La ΔS, cuando se funde un sólido las partículas quedan
libres para moverse por todo el volumen del liquido; la ΔS
de la sustancia crece.
 Al evaporarse las partículas adquieren todavía mayor
libertad para moverse y se experimenta que la ΔS es grande.
 En las reacciones químicas directas, la variación de ΔS es
una cantidad positiva.
 La ΔS del agua solido es menor que la ΔS del agua liquida.
 Cuando un vasos de precipitado se rompe, la ΔS aumenta.
 Cuando los ríos de contaminan y el desorden llega incluso a
los caminos del desierto con las basuras que lo contaminan,
la ΔS aumenta.
Por lo tanto, en todos estos procesos llevan consigo un aumento
de la ENTROPÍA-

93. SEMANA 10
ENERGÍA LIBRE EN LA
METALURGIA
TERCERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

94. TERCERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
 La G, es la cantidad de calor o energía necesario para que la reacción
química se produzca en un proceso exotérmico o endotérmico.
 La G es un indicador de la espontaneidad de los procesos
metalúrgicos
CRITERIO DE DODGE:
ΔG= - ∞ a 0 Es muy posible el proceso
ΔG= 0 a 104 Si es posible y no es posible; podemos hacer posible
cambiando las los factores (variables operacionales)
ΔG= 104 a + ∞ No es posible el proceso.

95. PRIMER ANÁLISIS DE G0 :
1. Si ΔG es negativo, la reacción química es espontánea.
2. Si ΔG es positivo, la reacción química no se producirá
espontáneamente. En sus lugar se producirá la reacción
química inversa.
3. Si ΔG es 0 (cero), el sistema reaccionante está en
equilibrio; no existe ninguna tendencia a producirse
reacción en ningún sentido.

96. SEGUNDO ANALISIS DE ΔG: También es una medida de
tendencia para que pueda producirse la reacción química.
1. Si los productos del proceso de reacción química tienen
menor energía libre que los reactivos, se producirá la
reacción química directa.
G0 productos < G0 reactantes
2. Cuando G0 productos > G0 reactantes; la reacción química
inversa es espontánea.
3. Cuando G0 productos = G0 reactantes; no existe ninguna
posibilidad para que la reacción química se produzca en el
sentido determinado.

97. ΔG= ΔH – TΔS
ΔG: diferencia de energía libre
ΔH: diferencia de entalpía
ΔS: diferencia de entropía
T : temperatura absoluta ( en K)
“Dado un sistema abierto, el criterio para que un proceso sea
espontáneo a P y T constantes, es que ΔG sea negativo".
ΔG < 0 Proceso exergónico
ΔG > 0 Proceso endergónico
ΔG = 0 Proceso en equilibrio
Si ΔG < 0 proceso irreversible (espontáneo)
Si ΔG > 0 proceso no espontáneo
Si ΔG = 0 proceso reversible (equilibrio)

98. La tendencia a producirse un proceso o una reacción química
depende de 2 funciones:
 ΔH, debido a la formación y ruptura de enlaces, y
 ΔS, que es el producto de un cambio en el orden del
sistemaorden del sistema.
ΔG = ΔH -T ΔS

99. ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR DE FORMACIÓN
Si ΔGº < 0 reactivos productos: espontánea
Si ΔGº > 0 reactivos productos: no espontánea
(reactivos ← productos: espontánea)
Las reacciones en las que ΔG es positivo es necesario la
aportación de energía para que se produzca la reacción
Si ΔGº = 0 estado de equilibrio: reactivos = productos

100. VARIACION DE LA ENERGIA LIBRE CON LA
TEMPERATURA
1. Aumentamos o disminuimos la T para que K tenga valores
óptimos y sea posible la reacción química: K= f(T)
퐿표푔 퐾 =
− 훥퐺
4,57 푇
Para calcular K
2. La variación de ΔS y ΔH con la T es poco, para que ΔG sea
mayor.
ΔG = ΔH -T ΔS
Si ΔG= 0 entonces 0= ΔH -T ΔS
푇 =
훥퐻
훥푆
Para calcular la T del proceso.
La variación de la T es pequeña, siendo la T aproximada
óptima para realzarse la reacción química.

101. ANÁLISIS DE K
1. Cuando el valor de K es muy grande; la reacción química es
directa, casi no se produce reacción inversa, el equilibrio
resulta hacia la derecha.
2. Cuando K tiene valores muy pequeños, la reacción química
principal es inversa y el equilibrio resulta muy desplazado
hacia la izquierda.
3. Cuando K se acerca a 1 (uno) la reacción química
prácticamente es reversible.

102. DESDE UN PUNTO DE VISTA
TERMODINÁMICO
Para un cambio de estado del sistema, como es el caso de una
reacción química a temperatura T constante, se tiene que:
Nernst postuló que la energía libre de una reacción, ΔG , varía con
la temperatura.

103. SEMANA 11
ENTROPÍA EN LA
METALURGIA
Solución de diversos problemas

104. SEMANA 12
TERCERA LEY DE LA
TERMODINÁMICA
Procesos espontáneos. Energía libre de Gibbs
en términos de la entalpia.
Solución de diversos problemas

105. UNIDAD IV
ECUACIÓN DE CLAUSIUS
CLAPEYRON Y OTROS
1. SEMANA 13
2. SEMANA 14
3. SEMANA 15

106. SEMANA 13
ECUACIÓN DE CLAUSIUS CLAPEYRON Y
SUS APLICACIONES