1. UNIDAD I:
Introducción a la Termodinámica y
Termoquímica
PROF. Andrea Mena T.
NM3

2. Principios Básicos de Termodinámica
La termodinámica es una rama de la ciencia que nació a
mitad del siglo XIX:
Se basa en 2 principios Fundamentales:
1.La energía del universo es constante.
2. El desorden del universo aumenta constantemente.
Estudia
Reacciones entre calor y
Otras clases de
Energía

3. Tipos de propiedades o funciones de
estado.
1- Propiedades intensivas: No dependen de la
cantidad de muestra (Temperatura, Punto de
fusión)
2- Propiedades extensivas: dependen de la
cantidad de la muestra (masa y del volumen).

4. Conceptos Básicos
1- Energía: Capacidad de un Sistema para
producir un trabajo, Unidad de Medida
(Joule o KJ)
Sistema
T° y P°
(Dada)
La “E” es medible
Macroscópicamente
“E” almacenada
ENERGÍA INTERNA
(U)

5. Unidades de Medida de Energía
• Caloría (Cal) o Kilocaloría(Kcal)
1 Kcal = 1000 Cal
• Sistema Internacional : Joule (J) o Kilojoule(Kj)
• La equivalencia de kilojoule a calorías es:
1 cal = 4,184 J
1 kcal = 4,184 kJ

6. 2- Calor (q): Energía que se transmite de un
sistema a otro como consecuencia de una
diferencia de temperatura.
CALOR
Conducción
Convección
Radiación

7. Conducción Convección Radiación
El calor fluye desde
el objeto más caliente
hasta
más frío,
hasta que los dos objetos
alcanzan a la misma
temperatura
Se da en líquidos y Gases.
La convección tiene lugar
cuando áreas de fluido
caliente ascienden hacia
las regiones de fluido frío
Transferencia de calor que
no precisa de contacto
entre la fuente y el
receptor del calor.

8. Calorimetría
• Es la medición de flujo de calor.
• Aparato que mide el flujo de calor es el
calorímetro.

9. Capacidad calorífica (C)
• La cantidad de energía que absorbe un
cuerpo.
• Es “La cantidad de calor necesaria para
elevar su temperatura en 1°C”.
Capacidad calorífica se
expresa por mol o por
gramo
Expresa en gramo de
sustancia se le
denomina
Calor Específico (s)
Expresa por mol de
sustancia, se denomina
Capacidad calorífica
molar ( C )

10. Calor Específico

11. Ejemplo N°1
• Se requieren 209 J para aumentar la temperatura de 50 g de agua en 1 °C.
Por tanto, el calor específico del agua es 4,18 J/g °C. Si se deseara
aumentar la temperatura de 200 g de agua en 20 °C, ¿cuánto calor debe
agregarse al sistema?

12. Ejemplo N° 2
• Calcular el calor especifico de 2000g de
Mercurio (Hg) que paso de 20° C a 100°C y
absorbe 22593 J.

13. 3- Trabajo (w): acción de modificar un sistema o
sus alrededores.
S. Inicial
S. Final
Q
W

14. Sistema y Entorno
• Sistema: Es lo que se desea estudiar, una parte
especifica del universo.
• Entorno: Es lo que rodea al sistema y es donde se
produce el intercambio con el sistema.
• Universo: Conjunto de sistema y entorno.
SISTEMA + ENTORNO
=
UNIVERSO

15. TIPOS DE SISTEMAS
1- Sistema Abierto: Sistema que intercambian
materia y energía con el entorno.

16. 2- Sistema Cerrado: Sistema que intercambian
energía pero no materia con el entorno

17. 3- Sistema Aislado: Sistema en donde no existe
intercambio de energía y materia con el
entorno

18. Tipos de Sistemas

19. Ejercicios
• Determinar que tipo de sistema representan
las siguientes fotografías

20. Ejercicios
• Desarrollar las siguientes actividades:
1- Pagina 18 (Actividad N° 1)
2- Pagina 30 del texto.

21. Primera ley de la termodinámica
• No es más que otra manera de expresar el
principio de conservación de la energía.
Matemáticamente se expresa:
ΔU = Q + W.

22. • Forma de expresar el principio de conservación
de la energía.
Sistema absorbe calor Q = +
Aumenta la
Energía
Interna
Sistema libera calor Q = -
Disminuye la
Energía
Interna

25. Ejemplo
• Determina la variación de energía interna para
un sistema que ha absorbido 2990 joule y
realiza un trabajo de 4000 joule sobre su
entorno.

26. • El trabajo realizado cuando se comprime un
gas en un cilindro, es de 462 J. durante este
proceso hay una transferencia de calor de 128
J del gas hacia los alrededores. Determina el
cambio de energía para el proceso

27. Ejercicios
1. Un gas se expande y realiza un trabajo sobre los
alrededores igual a 325 J. Al mismo tiempo,
absorbe 127 J de calor de su alrededor.
Determina el cambio de energía del gas.
2. El trabajo realizado para comprimir un gas es de
74J. Como resultado, libera 26 J de calor hacia
los alrededores. Determina el cambio de energía
del gas.

28. Actividad
• Realizar actividad (2 y 3)de la pagina 34 del
texto.

29. TERMOQUÍMICA
• Todas las reacciones químicas transcurren con
un intercambio de energía con el medio
ambiente.
REACCIÓN EXOTÉRMICA REACCIÓN ENDOTÉRMICA
Proceso en el que se
desprende energía
Proceso que necesita
energía para producirse

30. La entalpía: primera variable
termodinámica
• La entalpía (H) es la medida del contenido
calórico de una reacción.
• Variación de entalpía (ΔH) intercambio de
energía térmica que experimenta un sistema
químico con su ambiente en condiciones
estándar (25°C y 1 atm)

31. Reacción endotérmica. Reacción exotérmica.
Si ΔH > 0 significa que al
sistema se le ha suministrado
calor desde el entorno,
aumentando su contenido
calórico
Si ΔH < 0 significa que el
sistema libera calor al entorno,
disminuyendo su
contenido calórico,

33. ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN
(∆H°
f )
Σ = Sumatoria de las entalpías de los reactantes y
productos.
n y m= Moles de cada sustancia en la reacción

35. Ejemplo
1- Calcular la entalpia de formación de los
constituyentes del agua e interpretar
resultado.
H2O(l) H2 (g) + O2(g)

36. 2- Calcular la entalpia de formación de la
tostación de la pirita se produce según:
4 FeS2 (s) +11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)
FeS2(s)= −177,5 kJ/mol
Fe2O3 (s)= −822,2 kJ/mol
SO2(g)= −296,8 kJ/mol

37. Ejercicio
• Para la siguiente reacción calcular la entalpía
de formación:
CaC2 (s) + 2H2O (l) ↔ Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)
CaC2 (s) - 60 KJ/mol
H2O (l) - 285,83 KJ/mol
Ca(OH)2 (s) - 986,1 KJ/mol
C2H2 (g) 226,7 KJ/mol

38. Ley de Hess
• Nos permitirá realizar cálculos algebraicos con
los valores de calor de reacción (podemos
sumar restar, amplificar) con el fin de obtener
variaciones de entalpía de procesos.

39. • EJEMPLO: Determinar la entalpía para la
reacción de combustión completa del carbono
sólido.

40. • Determinar la entalpía a 25°C y 1 atm para la
reacción de combustión del acetileno.

41. EJERCICIOS
1. Calcule la entalpía de formación del CH4(g) a
través de la reacción representada por la
ecuación química:
C(s) + 2 H2(g) ------ CH4(g)

42. Calcular el valor de H para la combustión
completa de un mol de metano gaseoso.

43. Reacciones
Químicas
Espontaneas: Son
aquellos que
ocurren de
manera natural
No espontaneas:
aquellos que no
ocurrirán de
manera natural
Reversibles: los
que pueden ir y
regresar de un
estado a otro.
Irreversibles: son
aquellos que
ocurre en una
dirección única.

44. • Es el desorden de un sistema.
• En 1850, el matemático y físico alemán Rudolf
Clausius introdujo este concepto.
• Es una función de estado (depende solamente
del estado del sistema, no de su evolución)
ENTROPIA (S)

45. • Segunda Ley:
“La entropía del universo aumenta en un
proceso espontáneo y se mantiene
constante en un proceso que se encuentra
en equilibrio”

46. ΔS < 0
Disminución del desorden
Proceso no Espontáneo
ΔS> 0
Aumento del desorden
Proceso Espontáneo
ΔS= 0
Proceso en Equilibrio

47. Desorden = Entropía (S)
Entropía
(S)
GRADO DE DESORDEN
DE LA MATERIA
MAYOR ENTROPIA
MAYOR PROBABILIDAD
DE QUE OCURRA
MENOR ENTROPIA
MENOR PROBABILIDAD
DE QUE OCURRA.
VARIABLE
TERMODINAMICA

50. Entropía molar estándar (∆S°)
• Es la Entropía de un mol de sustancia en su a
25° C (298K) y a 1 atm de presión.

51. Variación de la entropía (∆S°) en una
reacción química

52. Ejemplo
• Calcula la variación de entropía estándar,
para la siguiente reacción e interpretar
resultado

54. Ejemplo
Calcula la variación de entropía estándar, para la
siguiente reacción e interpretar resultado
CH4(g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2H2O(l)

55. 3- Energía libre de Gibbs
• J. Willard Gibbs 1876 introdujo una nueva
variable termodinámica que incluye a la
Entalpía (H) y Entropía(S).
• Energía Libre de Gibbs (ΔG) se expresa así:
• La ΔG es el predictor de la espontaneidad de
una Reacción Química (T° y P° Constantes)

57. Ejemplo
¿Cuál es la ΔG° para la reacción a 25 °C?

58. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS ESTÁNDAR
∆G°
∆G° = G° PRODUCTOS – G° REACTANTES

60. Ejemplo
G° (Kj/mol)
N2 0
H2 0
NH3 -16,5

61. Criterios de Espontaneidad de una Reacción
• La energía Libre es la única variable capaz de definir
si es una reacción es espontánea o no.
• La energía libre sólo predice si la reacción química
ocurre, No predice el tiempo en que se logrará la
transformación.

62. Resumen